Transformación o cambio físicoproceso en el que no cambia la
naturaleza ni las propiedades de
las sustancias, solo su apariencia.
Transformación o cambio
químico- proceso en el que sí
cambia la naturaleza de la
sustancia y se forman otras
nuevas con propiedades
diferentes.
Las transformaciones o cambios
químicos reciben también el
nombre de reacciones químicas.
Es un proceso en el que tras una reorganización de enlaces y
átomos, una o más sustancias iniciales, llamadas reactivos,
se transforman en otras distintas, llamadas productos de
reacción.
Reactivos- sustancias que se van a transformar en una
reacción.
Productos de reacción- nuevas sustancias que se
obtienen como resultado de una transformación química.
Una reacción química se produce, por tanto, cuando se rompen
ciertos enlaces de los reactivos y se forman otros nuevos que
dan lugar a los productos de la reacción.
Hay dos teorías que intentan
explicar cómo se puede llevar
a cabo este proceso:
Teoría de las colisiones.
Teoría del estado de transición.
Para que se produzca una reacción química es necesario que las
partículas (moléculas, átomo, iones) iniciales choquen entre sí
con la suficiente energía y con la orientación adecuada. En estos
casos el choque se dice que es eficaz. Al chocar las partículas
se rompen algunos enlaces y comienzan a formarse otros
nuevos.
Toda reacción química ocurre mediante un paso previo de
formación de un complejo molecular, llamado complejo activado,
en el cual se empiezan a romper los enlaces de los reactivos y se
inicia la formación de los enlaces de los productos. A este estado
se le denomina estado de transición.
La diferencia de energía
que hay entre el estado de
transición y las sustancias
reaccionantes se llama
energía de activación, Ea,
que es la energía necesaria
para que se forme el
complejo activado.
Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier- En una
reacción química la suma de las masas de las sustancias
reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos
de la reacción.
Una reacción química solo implica una reagrupación de los
átomos y, por tanto, no hay ninguna variación de la masa.
Fe +
S
→
FeS
+
En definitiva: en la Naturaleza, nada se crea ni se destruye,
solo se transforma.
Hoy en día sabemos que esta teoría no es totalmente exacta.
La teoría de la relatividad de Einstein
eliminó el dualismo existente en la
Física clásica entre la materia y la
energía. En la Física actual materia
y energía son aspectos diferentes de
una misma realidad. La materia es
una forma de energía que puede
transformarse en otra forma distinta
de energía de acuerdo con:
E = m . c2
Por tanto, la ley de conservación de la masa se transforma en
una única ley de conservación de la masa-energía
Ley de las proporciones definidas o ley de Proust- cuando
dos o más elementos se combinan para formar un
determinado compuesto, la proporción entre las masas de
cada uno de los elementos que interviene es constante.
Esto es debido a que la composición de un determinado
compuesto químico, es fija.
Ejemplo: La fórmula del sulfuro de hierro (II)
indica que, en la red iónica, hay 1 átomo de
azufre por cada átomo de hierro. Pero los átomos
de hierro y azufre no tienen la misma atómica.
MS = 32 g/mol, MFe = 55'9 g/mol
La proporción en masa es diferente:
1  55'9
1  32
 1'75
FeS
g de Fe
g de S
En el ejemplo 1,
la proporción en
masa es:
3'5
 1'75
2
Los reactivos están en cantidades estequiométrica, es decir,
exactamente las cantidades que se necesitan y no sobra nada.
En el ejemplo 2,
las cantidades
de S y Fe no son
estequiométricas
Hay 0'5 g de
hierro de más.
Cuando el azufre se acaba y la reacción no puede continuar y el
hierro sobrante queda en el medio de la reacción. El hierro está
en exceso y el azufre en defecto .
Se dice que el azufre es el
reactivo limitante.
Cada sustancia posee una energía interna característica, que
depende de las energías cinética y potencial de sus partículas
constituyentes y del tipo de enlace que se haya establecido
entre ellas.
Por tanto, los reactivos poseen una determinada energía
interna y los productos otra diferente.
Energía de activación (Ea)- es
la energía inicial que a veces
hay que proporcionar, para
vencer la inercia de los
reactivos y que la reacción
comience, o también, es la
energía necesaria para que se
forme el complejo activado
Energía de una reacción- es la
energía que se absorbe o se
desprende durante una reacción
química. Es igual a la diferencia
de energía interna que hay entre
los productos de la reacción y los
reactivos.
La energía desprendida o absorbida puede ser en forma de
energía luminosa, eléctrica, etc., pero suele ser en forma de
calor (calor o entalpía de reacción, DH) y tiene un valor
característico para cada reacción, en unas determinadas
condiciones de presión y temperatura.
La unidad de energía
y calor en el sistema
internacional es el
Julio (J), pero aún se
usa
la
caloría
o
kilocaloría (Kcal).
1 cal = 4'18 J.
Si los productos de la reacción tienen menor energía interna
que los reactivos se desprenderá energía (reacción
exotérmica), en caso contrario se absorberá energía (reacción
endotérmica)
Reacción exotérmica
Reacción endotérmica
Reacción exotérmica
Reacción endotérmica
Reacciones muy exotérmicas
Es la rapidez con que se produce una reacción química.
Hay reacciones lentas y reacciones muy rápidas
Durante el proceso, la concentración de los reactivos
disminuirá, mientras que la concentración de los productos
aumentará.
La velocidad se mide
a través del cambio de
concentración de un
reactivo o producto en
un determinado
periodo de tiempo.
Naturaleza de los reactivos- tipo de enlace, estructura y
estado de los reactivos.
Concentración- a mayor
concentración de los reactivos
mayor velocidad de reacción.
Superficie de contactocuanto más divididos se
encuentren los reactivos,
más rápida será la reacción.
Temperatura- En general, la velocidad de reacción aumenta al
aumentar la temperatura.
Presencia de un catalizador
sustancia distinta de los
reactivos y de los productos
que modifica la velocidad de
la reacción, recuperándose
íntegramente
cuando
la
reacción finaliza.
El catalizador disminuye la
energía de activación
necesaria para que se inicie
la reacción.
Es una forma abreviada de representar las reacciones químicas
utilizando expresiones parecidas a las ecuaciones matemáticas.
En el primer miembro de la ecuación se colocan las fórmulas de
los reactivos, y en el segundo miembro se escriben las
fórmulas de los productos de reacción. Entre ambos miembros
se dibuja una flecha horizontal que indica el sentido en el que se
produce la reacción.
A veces se hace constar el estado físico de las sustancias,
mediante símbolos que se colocan detrás de cada fórmula. Así:
(g) significa gas, (s) sólido, (l) líquido, (aq) disuelto en agua.
Hay reacciones que pueden transcurrir tanto en un sentido,
como en el sentido inverso, se llaman reacciones reversibles
y se representan:
Equilibrio químico: situación que se alcanza cuando la
velocidad con que se produce la reacción en un sentido se
iguala con la velocidad con que se produce esa misma reacción
en sentido contrario.
Equilibrio químico
Ajustar una ecuación consiste en igualar el número de átomos
del primer miembro y del segundo.
Coeficientes estequiométricos son números que se colocan
delante de cada fórmula e indican cuantas moléculas o átomos,
(según los casos) de cada sustancia intervienen en la reacción.
N2 + 3 H2 → 2NH3
Como se puede ver, la ecuación no está totalmente ajustada
porque, si bien el nº de cloros es correcto, en el primer miembro
hay 2 átomos de oxígeno y en el segundo solo hay 1.
Para ajustar el nº de oxígenos se puede poner un 2 delante del
óxido de dicloro.
Ahora queda sin ajustar el cloro, pero se puede volver a ajustar
poniendo otro 2 delante de la molécula de cloro.
2 Cl2 + O2 → 2Cl2O
1- Delante de cada fórmula se pone una letra.
a C + b SO2 → c CS2 + d CO
2- Se plantea una ecuación por cada átomo distinto que haya.
1. El carbono:
a = c+d
2. El azufre:
b = 2·c
3. El oxígeno:
2·b = d
3- Se le da un valor arbitrario a una de las incógnitas. Ej: b = 1:
a = c+d
1
5
1
1 = 2·c
c=
d=2
a= + 2=
2
2
2
2·1= d
4- Se multiplican todos los coeficientes por el m.c.m.: 2
a = 5 , b = 2, c = 1, d = 4
5- La ecuación queda: 5 C + 2 SO2
→
1 CS2 + 4 CO
Otra forma de hacerlo:
a C + b SO2 → c CS2 + d CO
1. El carbono:
2. El azufre:
3. El oxígeno:
a = c+d
b = 2·c
2·b = d
Si se le da a b el valor 2. Ej: b = 2:
a = c+d
2 = 2·c
2·2 = d
c= 1
d=4
La ecuación queda: 5 C + 2 SO2
a=1+ 4=5
→
1 CS2 + 4 CO
Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos que
intervienen en una reacción química.
Una reacción química, debidamente
igualada, proporciona información sobre:
Ejemplo:
El estado físico de reactivos y productos.
Reactivos y producto están en estado gaseoso.
El nº de átomos de cada elemento que hay en la reacción.
Intervienen: 2 átomos de nitrógeno y 6 de hidrógeno.
El nº de moléculas de cada compuesto que hay en la reacción.
Intervienen: 1 molécula de N2, 3 moléculas de H2 y 2
moléculas de NH3.
El número de moles de cada componente que hay en la
reacción.
Intervienen 1 mol de N2, 3 moles de H2 y 2 moles de NH3.
Ejemplo:
Los gramos de cada componente que hay en la reacción.
Utilizando la masa molecular, intervienen:
1 mol N2· 28 = 28 g de N2,
3 moles H2· 2 = 6 g de H2
2 moles NH3· 17 = 34 g de NH3.
El volumen que ocupan las sustancias que participan cuando
son gaseosas. Este volumen debe calcularse en igualdad de
presión y temperatura
En c.n. el volumen que ocupan las sustancias:
1 · 22'4 = 22'4 L N2.
3 · 22'4 = 67'2 L H2.
2 · 22'4 = 44'8 L NH3.
Ejemplo 1: Dada la reacción: CH4 + O2 → CO2 + H2O
¿Qué masa de oxígeno se requiere para que reaccionen
completamente 24 g de metano? Datos: MCH4= 16 U, MO2= 32 U
Paso 1: Ajustar la ecuación: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
Paso 2: Calcular los moles de metano:
24 g de CH 4 
1 mol de CH 4
16 g de CH 4
= 1'5 moles de CH 4
Paso 3: Calcular los moles de oxígeno aplicando la proporción
estequiométrica que indica la ecuación:
1'5 moles de CH 4 
2 moles de O 2
1 mol de CH 4
= 3 moles de O 2
Paso 4: Pasar los moles de oxígeno a gramos de oxígeno:
3 moles de O 2 
32 g de O 2
1 mol de O 2
= 96 g de O 2
Ejemplo 2: Tenemos 2'0 g de propano y los hacemos reaccionar
con 10'0 g de oxígeno. Suponiendo que se forma CO2 y H2O,
se pide:
a)¿Qué reactivo está en exceso y cuánto sobra?
b) Calcula los gramos de CO2 que se formarán.
Datos: MC=12; MH=1; MO=16; MC3H8 = 44; MO2= 32; MCO2 = 44
En este caso nos dan las masas de dos reactivos.
¿A partir de cuál de ellos habría que hacer los cálculos?
Siempre hay que partir del reactivo limitante, que es el reactivo
que está en defecto.
Supongamos que disponemos de tres
lonchas de jamón y ocho pedazos de
pan, ¿Cuántos bocadillos se pueden
hacer utilizando, para cada uno, dos
trozos de pan y una loncha de jamón?
Está claro que sólo se pueden
hacer tres bocadillos porque
no hay más que tres lonchas
de jamón.
El jamón se acaba, por eso, es el reactivo limitante o que está
en defecto y el pan es el reactivo que está en exceso.
La cantidad de producto (los bocadillos) se tiene que calcular a
partir del reactivo limitante, que es el jamón.
Ejemplo 2: Tenemos 2'0 g de propano y los hacemos reaccionar
con 10'0 g de oxígeno. Suponiendo que se forma CO2 y H2O,
se pide:
a)¿Qué reactivo está en exceso y cuánto sobra?
b) Calcula los gramos de CO2 que se formarán.
Datos: MC=12; MH=1; MO=16; MC3H8 = 44; MO2= 32; MCO2 = 44
Paso 1: ajustar la ecuación: C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Paso 2: calcular los moles que hay de cada reactivo:
de propano:
2 g de C 3 H 8 
de oxígeno:
10 g de O 2 
1 mol de C 3 H 8
44 g de C 3 H 8
1 mol de O 2
32 g de O 2
= 0’05 moles de C 3 H 8
= 0’31 moles de O 2
Paso 3: calcular los moles de oxígeno que se necesitan para
reaccionar con 0'05 moles de propano (se puede hacer al revés).
0’05 moles de C 3 H 8 
5 moles de O 2
1 mol de C 3 H 8
= 0’25 moles de O 2
Paso 4: comparar los moles de O2 que hay (0'31) con los que se
necesitan (0'25). Hay más O2 del que se necesita, por tanto el
oxígeno está en exceso y el propano en defecto.
El reactivo limitante es, en este caso, el propano.
Paso 5: calcular la cantidad de CO2 partiendo del propano:
0’05 moles de C 3 H 8 
3 moles de CO 2
1 mol de C 3 H 8
0’15 mol de CO 2 
44 g de CO 2
1 mol de CO 2
= 0’15 moles de CO 2
= 6 g de CO 2
Ejemplo 3.- El potasio, reacciona con ácido clorhídrico en
disolución acuosa, desprendiendo hidrógeno. Cuando se trata
una cierta masa de potasio, se desprenden 2'41 dm3 de H2
medidos a 100 °C y 0'95 atm de presión. Dato: MK = 39'1.
a) Formula y ajustar la ecuación química.
b) Calcula los moles de H2 liberados y los moles y gramos de
potasio consumidos.
Paso 1: ajustar la ecuación:
2 K + 2 HCl → 2 KCl + H2
Paso 2: calcular los moles que hay de hidrógeno:
Datos: VH2=2'41 dm3=2'41 L, T =100°C+273=373 K, p=0'95 atm
Fórmula: p·V = n·R·T
nH2 =
0'95 atm  2'41 L
0'082
atm L
K mol
 373K
= 0'075 mol H 2 liberados
Paso 3: calcular los moles de K aplicando la proporción que
indica la ecuación. Cada mol de H2 se consumen 2 moles de K:
0'075 moles H 2 
2 moles K
= 0'05 mol de K consumidos
1 moles de H 2
Paso 4: calcular los gramos de K consumidos:
0'05 moles K 
39'1 g K
1 mol de K
= 1'96 g de K consumidos
La mayor parte de los reactivos presentan un cierto número de
impurezas que se toleran, por un lado, porque los reactivos
puros son más caros y por otro porque, en muchos casos, las
impurezas no afectan al desarrollo de la reacción.
Pero como las relaciones estequiométricas se basan en
sustancias puras, si que afectan a los cálculos.
Riqueza o pureza: porcentaje que indica el grado de
concentración de un determinado reactivo. Por ejemplo, si se
trata de un reactivo sólido, qué porcentaje en peso corresponde
al reactivo puro y qué porcentaje corresponde a las impurezas.
Si se trata de un reactivo líquido se utiliza % en volumen.
Ejemplo 4: Tenemos una muestra de caliza de 250 g cuya
riqueza en carbonato de calcio es del 99'5 %.
El porcentaje quiere decir que
de cada 100 g de caliza, 99'5 g
son de carbonato de calcio y
0'5 g son de impurezas.
Por tanto, la cantidad real
de carbonato de calcio en
la muestra no es 250 g,
sino:
250 g de caliza

99'5 g de CaCO
100 g de caliza
3
= 248'8 g de CaCO
3
Ejemplo 5.- El cobre reacciona con el ácido sulfúrico dando
sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua. Calcula las
cantidades de cobre y de ácido sulfúrico concentrado del 97 %
que son necesarias para obtener 150 g de sulfato de cobre (II).
Datos: MCu=63'5 g/mol; MS=32 g/mol; MO=16 g/mol; MH=1 g/mol
Paso 1: escribir la ecuación ajustada:
2 H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Paso 2: calcular los moles de sulfato de cobre (II):
MCuSO4 = 159'5 g/mol
n=
150 g CuSO
159'5
g CuSO
= 0’94 mol CuSO
4
4
mol CuSO
4
4
Paso 3: calcular los moles y los gramos de Cu, aplicando la
proporción que indica la ecuación: para obtener 1 mol de
CuSO4 se necesita 1 mol de Cu.
0'94 moles CuSO
4
1 mol de Cu

1 mol de CuSO
0'94 moles Cu 
63'5 g de Cu
1 mol de Cu
= 0'94 mol de Cu
4
= 59'7 g de Cu
Paso 4: calcular los moles y gramos de H2SO4, sabiendo que,
para obtener 1 mol de CuSO4 se necesitan 2 moles de H2SO4.
MH2SO4 = 98 g/mol .
0'94 mol de CuSO
1'88 mol de H 2 SO
4
4

2 mol de H 2 SO
4
1 mol de CuSO

98 g de H 2 SO
1 mol de H 2 SO
= 1'88 mol de H 2 SO
4
4
4
= 184'5 g de H 2 SO
4
4
Paso 5: tener en cuenta que el ácido que hay que utilizar es del
97 % de riqueza:
184'5 g de H 2 SO
4

100 g de H 2 SO
4
del 97%
97 g de H 2 SO
4
= 190 g de H 2 SO 4 del 97%
En muchas reacciones es frecuente utilizar reactivos disueltos.
En estos casos hay que calcular la masa de soluto o el número
de moles de soluto que intervienen en la reacción,
dependiendo del volumen de disolución empleado.
Ejemplo 6: El peróxido de hidrógeno se emplea como
bactericida para limpiar heridas. Su efecto se debe a que en
contacto con la sangre se descompone, liberando oxígeno
molecular (que inhibe el crecimiento de microorganismos
anaerobios) y agua.
Calcula el volumen de oxígeno
desprendido en condiciones normales por cada 5'0 ml de
disolución de peróxido de hidrógeno 1'0 M.
Primer paso: escribir y ajustar la reacción: 2 H2O2 →O2 + 2 H2O
Segundo paso: calcular los moles de la sustancia dada:
nH 2O 2 = 1
mol
L
 0'005 L = 0'005 mol H 2 O 2
Tercer paso: calcular moles de O2:
0'005 moles H 2 O 2 
1 mol de O 2
2 moles H 2 O 2
= 0'0025 moles de O 2
Cuarto paso: calcular volumen de O2:
0'0025 moles de O 2 
22’4 L O 2 en c.n.
1 mol de O 2
= 0’0560 L de O 2
Es frecuente que en las reacciones químicas no se obtenga la
cantidad de producto que se deduce de la estequiometría de la
reacción, sino una cantidad menor que la calculada.
Esto puede deberse a muchas causas,
por ejemplo: porque se pierda o vierta
parte del producto durante la
manipulación, o porque las condiciones
de la reacción no sean las adecuadas,
o porque se produzcan,
simultáneamente otras reacciones
diferentes, dando lugar a productos no
deseado.
Estas reacciones no deseadas reciben
el nombre de reacciones secundarias.
Para calcular el rendimiento de una reacción:
Cantidad de producto
Cantidad
teórica de producto
obtenida realmente
que se debería obtener
 100
Ejemplo 7: El dióxido de titanio se puede obtener mediante la
siguiente reacción:
TiCl4 (g) + O2 (g) TiO2 (s) + 2 Cl2 (g)
a) Si se hacen reaccionar 3'35 kg de tetracloruro de titanio con
oxígeno, calcula la cantidad de dióxido de titanio formado.
b) Si el rendimiento de la reacción es del 75 %, ¿qué masa se
obtendrá en realidad?
MTi = 47'9, MCl= 35'5
Paso 1: calcular los moles de la sustancia dada (TiCl4):
MTiCl4 = 189'69;
n
MTiO2 = 79'9
3350 g de TiCl
189'69
g de TiCl
4
= 17'7 moles de TiCl
4
moles de TiCl
4
4
Paso 2: calcular los moles de TiO2, aplicando la proporción que
indica la ecuación: 1 mol de TiO2 por cada mol de TiCl4:
17'7 moles de TiCl

4
1 mol de TiO
1 mol de TiCl
2
= 17'7 moles de TiO
2
4
Paso 3: calcular los gramos de TiO2:
17'7 moles de TiO
2

79'9 g de TiO
1 mol de TiO
2
2
= 1414'2 g de TiO
2
Paso 4: calcular la masa real de TiO2 obtenida teniendo en
cuenta el rendimiento:
75 =
cantidad
masa obtenida
de producto
obtenida
realmente
 100
= 1060'7
g de TiO
1414'2
realmente
=
75  1414'2
100
2
Atendiendo a la velocidad de reacción.
No todas las reacciones se llevan a
cabo, de forma natural, con la misma
rapidez.
Algunas, como la oxidación del hierro
al aire, son muy lentas y otras, como
la del vinagre y el bicarbonato sódico,
son enormemente rápidas. Y entre
estos dos casos hay muchos casos
intermedios.
A veces, para aumentar la velocidad de determinadas
reacciones se utilizan unas sustancias que se denominan
catalizadores.
Catalizadores
Atendiendo a la energía puesta en juego.
Exotérmicas, si se llevan a
cabo con liberación de energía,
normalmente manifestada
como calor. Ej. la combustión
del carbón.
Endotérmicas, si el proceso
requiere, para su realización un
aporte de energía, suministrada
normalmente en forma de calor.
Ejemplo: la descomposición
térmica del carbonato de calcio.
Atendiendo a la estabilidad del producto.
Irreversible, si los productos
obtenidos son tan estables, que
prácticamente son incapaces de
reaccionar entre sí para regenerar
las sustancias iniciales. Ej. Las
combustiones.
Reversible, si los productos
obtenidos son capaces de volver a
reaccionar entre sí para regenerar
las sustancias reaccionantes. Ej.
Pilas recargables.
Atendiendo a las agrupaciones atómicas de los reactivos y
de los productos de la reacción.
Síntesis o combinación - combinación de dos o más
sustancias para formar un único compuesto.
C + O 2  CO
2
Descomposición formación de dos o
más sustancias a partir
de un solo compuesto.
Ca CO 3  CaO  CO 2
Desplazamiento o sustitución - unión de un elemento con un
compuesto con sustitución de uno de los elementos
combinados en el mismo:
CuSO
4
+ Zn  ZnSO
Doble sustitución reacción entre dos
compuestos con
intercambio de
elementos y formación
de dos nuevos
compuestos análogos
a los reaccionantes:
AgNO
3
+ HCl  HNO
3
+ AgCl
4
+ Cu
Reagrupamiento interno o cambio isomérico- es la
transformación de un compuesto en otro compuesto sin que
se origine ganancia o pérdida de materia. Ej.:
NH 4 CNO  (NH 2 ) 2 CO
Atendiendo a la partícula intercambiada:
a) Reacciones de precipitación: la partícula
intercambiada es un ión y da la lugar a la
precipitación de unos de los productos.
2 KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) →2 KNO3 (aq) + PbI2 (s)
b) Reacciones ácido-base: las partículas intercambiadas son
protones (H+). Los ácidos ceden protones, las bases los
aceptan. Para medir la acidez de una disolución se utiliza la
escala de pH.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
c) Reacciones de oxidación-reducción:
las partículas intercambiadas son
electrones. La sustancias que toma
electrones (el oxidante) experimenta un
proceso de reducción, y la que los cede
(el reductor) se oxida.
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