1. CAMBIOS FÍSICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS

3º ESO
Apuntes: REACCIONES QUÍMICAS
Dpto. de Física y Química
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1. CAMBIOS FÍSICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS
El objeto principal de estudio de la física y la química es la materia, cuál es su
estructura y cómo son los procesos en los que cambia. También estudia la energía, sus
formas sus propiedades, sus fuentes y los fenómenos asociados con el intercambio y
transporte de energía, y como éstos afectan a los sistemas materiales.
Los cambios en los sistemas materiales se pueden clasificar en dos tipos:
Cambios físicos: En ellos no cambia la naturaleza de la materia, no apareciendo
sustancias nuevas. Los cambios de estado, de forma, o de posición son ejemplos de
cambios físicos.
Cambios químicos: Cuando una sustancia se combina con otra de tal forma que las
sustancias iniciales desaparecen y se forman otras nuevas se tiene un cambio químico. Es
decir, que en los cambios químicos sí cambia la naturaleza de la materia, y estos
cambios se producen mediante las reacciones químicas.
2. EL MOL. CANTIDAD DE SUSTANCIA
La teoría atómica de Dalton explicaba un conjunto de leyes que estudiaban las
proporciones de las masas de las sustancias que intervenían en una reacción química.
Pero cuando se estudiaba reacciones químicas donde intervenían sustancias gaseosas,
estas leyes parecían no encajar.
Se habían estudiado varias reacciones gaseosas, por ejemplo se sabía que:
2 vols. de hidrógeno + 1 vol. de oxígeno  2 vols. de agua
Mientras que la teoría de Dalton predecía que:
2 vols. de hidrógeno + 1 vol. de oxígeno  2 vols. OH
Para la reacción donde se obtenía amoniaco se sabía que:
3 vols. de hidrógeno + 2 vols. de nitrógeno  2 vols. de amoniaco (NH3)
Mientras que la teoría de Dalton predecía que:
3 vols. de hidrógeno + 1 vol. de nitrógeno  2 vols. NH
2.1. Hipótesis de Avogadro
Para resolver este problema Amadeo Avogadro (1811) aventuró la siguiente hipótesis basada
en dos puntos principales:
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Las partículas más simples que podemos encontrar de un gas no son átomos sino
moléculas
La mayoría de los elementos que en condiciones
ambientales se encuentran en estado gaseosos se
encuentran en estado molecular, y no en forma atómica:
Así e n la naturaleza se encuentran el H2, O2, N2, Cl2,
Br2, I2, todos gases en forma molecular y no atómica.
"Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas, a la
misma presión y temperatura"
O sea, que el volumen que ocupa un gas, cuando la presión y la temperatura se mantienen
constantes, es proporcional al número de partículas nº de partículas y volumen.
2.2. Número de Avogadro, Volumen Molar y Ley de los gases ideales
Tras varios experimentos con gases donde se fijaban la temperatura a 0ºC y la Presión a 1
atmósfera (las llamadas Condiciones Normales), Avogadro determinó que todos los
gases bajo esas condiciones ocupaban 22,4 litros.
VOLUMEN MOLAR = 22,4 litros
medidos a 0ºC y 1 atm
Y según su hipótesis, esos 22,4 litros contienen el mismo número de partículas, que Avogadro
dedujo que eran 6,022·1023 partículas. A este número se le llamó Número o Constante de
Avogadro (NA).
NA = 6,023·1023 partículas.
2.3. Concepto de mol
Como el número de Avogadro es un número tan grande de partículas en volúmenes
y masas relativamente pequeños, se decidió introducir una nueva unidad de medida,
que se encargaba de medir la cantidad de sustancia
Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene
6,02·1023 unidades elementales.
Cuando se usa el mol las unidades elementales deben ser especificadas, pudiendo ser
átomos, moléculas, iones…
El mol es la unidad de cantidad de materia del Sistema Internacional de Unidades (S.I.)
El mol, tal como se ha dicho más arriba, es una de las unidades fundamentales del
Sistema Internacional de Unidades (S.I.) y es, probablemente, la unidad más característica de la
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Química. Y es tan útil porque permite “contar” átomos o moléculas determinando la masa de
sustancia.
El mol es muy importante en química e indica el número de átomos de un elemento, o de
moléculas de un compuesto, que hay que reunir para que su masa sea igual a su masa atómica o
molecular.
Ejemplo:
La masa atómica del carbono es de 12 uma
 Masa de 6,02.1023 átomos de C: 12,0 g
La masa molecular del dióxido de carbono es de 44 uma
 Masa de 6,02.1023 moléculas de CO2: 44,0 g
El número de moles se representa con la letra n y para pasar relacionar los gramos de una
sustancia con el número de moles que contiene se emplea la expresión:
n = masa / M.M.
La masa en esta expresión ha de ir en gramos.
Ejemplo:
Se tienen 72 gramos de H2O, calcular los moles de H2O, las moléculas
de H2O y los átomos de H y de O que hay en esos gramos.
Para pasar de gramos a moles hay que tener en cuenta que un mol tiene la masa molecular o
atómica en gramos.
Masa molecular H2O = 1·2 + 16·1 = 18 uma ⇔ 1 mol de H2O son 18 gramos
18 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
72 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
=
1 𝑚𝑜𝑙
𝑥
72 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
𝑥=
= 4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑢𝑎
18 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
1 mol de H2O = 6,023·1023molécula ⇔ 4 moles = 4·6,023·1023 = 24,092 · 1023 molec H2O
Átomos de hidrógeno = 24,092 · 1023 moléculas de agua · 2 = 48,184 · 1023 átomos de H
Átomos de oxígeno = 24,092 · 1023 moléculas de agua · 1 = 24,092 · 1023 átomos de O
2.4. Ley de los gases ideales
Es una relación que liga la presión de un gas, el volumen que ocupa, los moles que
contiene y la temperatura (kelvin) a la que se encuentra. La constante R, es la constante universal
de los gases ideales y su valor es de R = 0,082 (atm·litro)/(mol·K)
P·V=n·R·T
El volumen molar se calcula cuando se sustituye la presión y la temperatura por sus
valores en condiciones normales y se supone que hay un mol (n =1), así un mol de cualquier gas
en condiciones normales ocupa:
1 · V = 1 · 0,082 · 293  V = 22,4 litros
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Ahora estamos en condiciones de poder interpretar a la fórmula química con mayor
profundidad, es decir desde el aspecto cuantitativo. Éste puede estudiarse según dos puntos de
vista, para lo cual utilizaremos como ejemplo al CO2:
a)
Punto de vista molecular
CO2
1 molécula
44 uma
7,3 x 10 –23 g
C
1 átomo
12 uma
2 x 10 –23 g
O
2 átomos
32 uma
5,3 x 10 –23 g
C
1 mol de átomos
12 g
6,023 x 10 23 átomos
----
O
2 moles de átomos
32 g
2 x 6,023 x 10 23 átomos
----
b) Punto de vista molar
CO2
1 mol de moléculas
44 g
6,023 x 10 23 moléculas
22,4 l (C.N.)
3. ESTUDIO DE LOS CAMBIOS QUÍMICOS
Una reacción química es la transformación experimentada por una o varias sustancias, de
modo que cambie su naturaleza, obteniéndose otras distintas. Los Reactivos son las sustancias
iniciales y los productos son las sustancias finales.
REACTIVOS → PRODUCTOS
3.1. ECUACIONES QUÍMICAS
Es la representación esquemática de una reacción química:
A + B → C + D
er
1 miembro
(reactivos)
2º miembro
(productos)
Cuando un químico escribe “H2O” en vez de “agua” lo hace no sólo por comodidad, sino
para recordar que, en el modelo de la teoría atómica corriente, la sustancia “agua” está
formada por moléculas, que a su vez están formadas por la unión de dos átomos de hidrógeno
y uno de oxígeno, cuando escribe, por ejemplo 2 H2 + O2  2 H2O quiere tener presente que
está representando un fenómeno químico, una transformación de un sistema formado por cuatro
átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno que, en su estado inicial o de reactivos, están en
la forma de dos moléculas de hidrógeno y una de oxígeno, y en el estado final, o de productos,
como dos moléculas de agua. Una ecuación química se parece a dos cuadros sucesivos de una
película, la flecha separa la descripción del estado inicial de la del estado final, una vez
completada la transformación.
Características de una ecuación química:
 Sólo figuran fórmulas químicas, no símbolos de elementos.
 Se indica el estado físico de las sustancias. (Sólido, líquido o gaseoso)
 Se indica si está en medio acuoso
 Se indica la presencia de catalizadores (si los hubiere)
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La información que da una ecuación química es:
Cualitativa: Especies químicas que intervienen.
Cuantitativa: Proporción en que intervienen (coeficientes estequiométricos)
2HCl(ac)
+

Fe(s)
FeCl2(s)
+
H2(g)
Ácido clorhídrico +
hierro
→ cloruro de hierro (II) + hidrógeno
2 moléculas
+ 1 molécula → 1 molécula
+ 1 molécula
2 moles
+ 1 mol
→
1 mol
+ 1 mol
3.2.
LEY DE LAVOISIER. CONSERVACIÓN DE LA MASA
Parece lógico pensar que la masa de todos los reactivos ha de ser igual a la masa de los
productos, pero esto no era tan fácil de entender, ya que si uno de los productos era un gas,
éste no se podía pesar. La conservación de la masa es una de las leyes más importantes en
química y también conocida como Ley de Lavoisier considerado el padre de la Química.
“En toda reacción química la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos de la
reacción “
El número de átomos de los elementos de los reactivos es igual al número de átomos de
los elementos de los productos. Para que esto se cumpla, hay que ajustar la reacción
química, es decir colocar una serie de coeficientes estequiométricos que hagan cumplir
esta ley.
3.3.
AJUSTE DE DE UNA REACCIÓN
En una ecuación estequiométrica, el cumplimiento de la masa implica que hay
que indicar la proporción de moles (o moléculas) de las sustancias que participan en una
reacción química, y esto queda reflejado en los llamados coeficientes estequiométricos.
Antes de hacer ningún cálculo es necesario ajustar la reacción, es decir, encontrar dichos
coeficientes.
Ejemplo:
Coeficientes estequiométricos
N2 + 3 H2  2 NH3
Para ajustar una reacción química sencilla basta con un método de prueba y error. Existe un
método algebraico que se explica a continuación:
Ejemplo:
1) Se asignan letras a los valores de los coeficientes por conocer:
a HCl (aq) + b Fe (s) → c FeCl2 (aq) +d H2 (g)
2) Se plantea una ecuación para cada elemento participante:
Hidrógeno: a = 2d
Cloro: a = 2c
Hierro: b = c
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3) Se asigna un valor arbitrario para uno de ellos, por ejemplo a = 1, y se resuelve el
sistema:
a =1  d = ½ c = ½ y b = ½
Si quedan fraccionarios, se puede simplificar y queda:
a=2 b=c=d=1
Y la ecuación ajustada sería: 2 HCl (aq) + Fe (s) → FeCl (aq) + H (g)
2
2
4. CÁLCULOS ESTEQUIMÉTRICOS
Ahora, el trabajo de los químicos consiste en cuanto producto se podrá obtener, a
partir de unas cantidades de reactivos dadas, el algoritmo siguiente sirve para hacer
cálculos estequiométricos:
(1)
(2)
Ley de Lavoisier
(gramos)
Reacción
ajustada
Gramos
intervinientes
Moles
equivalentes
Litros de las
sustancias
gaseosas
aA
bB
→
cC
dD
(3)
(1) Para pasar de gramos a moles o de moles a gramos se usa la expresión
n = m/MM
(2) Para pasar de moles a litros de gas o viceversa se usa la ley de los gases
ideales:
P·V=n·R·T
(3) Para calcular los gramos, moles o litros de una sustancia de la reacción química,
también es posible hacerlo usando las proporciones si se conocen los gramos,
moles o litros de otra de las sustancias participantes.
5. UN EJEMPLO DE REACCIÓN QUÍMICA, LA REACCIÓN ÁCIDO-BASE
6. QUÍMICA AMBIENTAL
6.1.
6.2.
6.3.
LLUVIA ÁCIDA
AGUJERO D ELA CAPA DE OZONO
EFECTO INVERNADERO
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1. Identifica cuáles de los siguientes cambios son físicos y cuáles son químicos:
a) Electrólisis: Proceso que separa el agua en hidrógeno y oxígeno.
b) Cuando un amortiguador se comprime
c) Giro de la rueda de un coche
d) Secarse la ropa que está tendida
e) La digestión de los alimentos
f) El agua caliente se vaporiza y empaña el espejo del baño
g) La glucosa que tomamos con los alimentos se combina con el oxígeno
h) La combustión de la gasolina de un motor
i) Disolver azúcar en agua
j) Obtener sal del agua de mar
k) Encender una cerilla
l) Encender un fósforo
2. Se tienen 90 gramos de óxido de disodio, calcula:
a) Los moles de óxido
b) Las moléculas de óxido
c) Los átomos de sodio y de oxígeno
Masas atómicas: Na=23 u; O=16 u
3. Se tienen 120 gramos de dihidróxido de calcio, calcula:
a) Los moles de hidróxido
b) Las moléculas de hidróxido
c) Los átomos de calcio y de oxígeno y de hidrógeno
Masas atómicas: Ca=40 u; O=16 u; H=1 u
4. Se tienen 3,5 moles de amoniaco, calcula:
a) Los gramos de amoníaco
b) Las moléculas de amoniaco
c) Los átomos de hidrógeno y de nitrógeno
Masas atómicas: H=1 u; N=14u
5. Se tienen 2,2 moles de trihidruro de hierro, calcula:
a) Los gramos de hidruro
b) Las moléculas de hidruro
c) Los átomos de hidrógeno y de hierro
Masas atómicas: H=1 u; Fe=56 u
6. Se tienen 9·1023 moléculas de cloruro de berilio, calcula:
a) Los átomos de berilio y de cloro
b) Los moles de cloruro
c) Los gramos de cloruro
Masas atómicas: Cl=35,5 u; Be=9 u
7. Se tienen 4,58·1024 moléculas de trisulfuro de dicobalto, calcula:
a) Los átomos de azufre y de cobalto
b) Los moles de sulfuro
c) Los gramos de sulfuro
Masas atómicas: Co=59 u; S=32u
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8. Ajusta las siguientes reacciones:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
9.
HCl
NH3
C3H8
Fe
Fe
H2O
BeO
Al
Al
KClO3
FeS2
NaCl
+
+
+
+
+
+
+
+
+
O2
O2
O2
O2
O2
Na
C
Cl2
HCl












H2O +
H2O +
CO2 +
FeO
Fe2O3
H2
+
CO2 +
AlCl3
AlCl3 +
KCl +
Fe3S4 +
Na +
Cl2
N2
H2O
Na(OH)
Be
H2
O2
S2
Cl2
Dada la siguiente ecuación química:
Fe2O3 (s) + CO (g)  Fe(s) + CO2 (g)
a) Ajusta la reacción
b) Si reaccionan 100 gramos de óxido de hierro (III) ¿cuántos gramos de
monóxido de carbono serán necesarios?
c) ¿Cuántos gramos de hierro sólido se obtendrán?
10. Dada la reacción química:
P2O5 + C  P + CO
a) Ajusta la reacción
b) Si se obtiene 3,6 moles de fósforo ¿cuántos moles de óxido de fósforo (V)
habrán reaccionado? ¿Y cuántos de carbono?
c) ¿Cuántos gramos de monóxido se obtendrán se obtendrán?
11. El aluminio reacciona con el oxígeno molecular, obteniéndose óxido de aluminio (III).
Si disponemos de 81 g de aluminio,
a) Escribe y ajusta la reacción
b) ¿Cuántos moles de aluminio son? ¿Cuántos moles de óxido de aluminio
podremos obtener?
c) Cuántos litros de oxígeno a 30ºC y 1,2 atmósferas de presión serán
necesarios?
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