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La reacción química
Antes de empezar debemos diferenciar claramente entre proceso físico y proceso químico:
Proceso físico: No cambia la composición química de la sustancia, tan solo tiene lugar una separación de una sustancia de otra en una mezcla o un cambio de estado. Ejemplos de procesos físicos son: evaporación, fusión, destilación, filtración,…Los cambios de estado tienen nombres característicos que te presentamos en este diagrama:
Proceso químico: Implican un cambio de composición en la sustancia, es decir, tiene lugar una reacción química, en la que unas sustancias se transforman en otras de propiedades totalmente diferentes.
En un proceso químico (o reacción química) se produce una profunda alteración de la materia. Se parte de unas sustancias (reactivos) y lo que se obtiene después del proceso (productos) son unas sustancias completamente diferentes a las de partida.
Para representar abreviadamente las reacciones químicas se utilizan las ecuaciones químicas.
En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha separados por una flecha:
 Reactivos Productos
El proceso de ajustar (o igualar) la ecuación consiste en colocar números delante de las fórmulas (coeficientes) para garantizar que exista el mismo número de átomos en los reactivos que en los productos, ya que en una reacción química no pueden desaparecer o crearse átomos.
Para que se verifique una reacción química ha de producirse:
Una ruptura de los enlaces en los reactivos. Lo que generalmente implica aportar energía.
Un reagrupamiento de los átomos de forma distinta.
Una formación de nuevos enlaces para formarse los productos. Lo que generalmente implica un desprendimiento de energía.
En el balance final de energía para el proceso puede ocurrir:
Energía aportada > Energía desprendida. La reacción, en conjunto, absorbe energía (calor). Reacción endotérmica.
Energía aportada < Energía desprendida. La reacción, en conjunto, desprende energía (calor). Reacción exotérmica.
El calor absorbido o desprendido puede añadirse a la ecuación química como un elemento más del proceso:
 CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O + 875 kJ (Proceso exotérmico)
 2 KClO3 + 89,4 (kJ) 2 KCl + 3 O2 (Proceso endotérmico)
Ejemplo: La combustión del propano
C 3H 8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
1 molécula de C 3H 8
5 moléculas de O 2
3 moléculas de CO 2
4 moléculas de H 2O
 
6,02.1023
moléc. de C3H 8
5 x 6,02.1023
moléc. de O 2
3 x 6,02.1023
moléc. de CO 2
4 x 6,02.1023
moléc. de H 2O
 
Usando las masas moleculares obtenemos relaciones entre gramos
1 mol: 44,0 g
1 mol: 32,0 g
1 mol: 44,0 g
1 mol: 18,0 g
44,0 g
de C 2H 6
160,0 g
de O 2
132,0 g
de CO 2
72,0 g
de H 2O
Masa de reactivos:
44,0 + 160,0 = 204,0 g
Masa de productos:
132,0 + 72,0 = 204,0 g
=
Hay muchos tipos de reacciones químicas, y aunque el próximo curso las clasificaras atendiendo a su mecanismo y comportamiento químico (ácido-base, redox, precipitación, ...) por el momento, sólo vamos a clasificarlas atendiendo a cómo se reagrupan los átomos:
1. Reacciones de síntesis.
Dos o más sustancias reaccionan para dar otra más compleja. Tienen la siguiente estructura: A + B  AB donde A y B pueden ser elementos (en cuyo caso también se pueden llamar reacciones de formación de la sustancia AB) o compuestos. Por ejemplo:
N2 + 3 H2 2 NH3
Fe + S FeS
CaO + H2O Ca(OH)2
SO2 + H2O H2SO3
CaO + SO2 CaSO3
Por ejemplo: Reacciones de oxidación. Combinación con el oxígeno. Son reacciones lentas que desprenden poca energía
2 Fe + O2 2 Fe O
4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3
2. Reacciones de descomposición.
Una sustancia se descompone para dar dos más simples. La estructura es la siguiente: AB A + B donde A y B pueden ser elementos y/o compuestos. Por ejemplo:
Ba(OH)2 BaO + H2O
H2SO3 SO2 + H2O
2 HgO 2 Hg + O2
PbCO3 PbO + CO2
Si el proceso de descomposición se realiza con la ayuda de electricidad, las reacciones se denominan de Electrólisis, por ejemplo:
2 H2O 2 H2 + O2
2 NaCl 2 Na + Cl2
3. Reacciones de desplazamiento o sustitución.
Uno de los elementos que forma parte de un compuesto es sustituido por otro. La reacción es la siguiente: AB + X AX + B ejemplo:
Cu + 2 AgNO3 Cu(NO3)2 + 2 Ag
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Cl2 + 2 KBr 2 KCl + Br2
4. Reacciones de intercambio.
Estas reacciones equivalen a una doble descomposición o un intercambio. La estructura general es: AB + XY AX + BY
por ejemplo:
AgNO3 + NaCl NaNO3 + AgCl
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O
Na2CO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2O + CO2
Por ejemplo: Reacciones de neutralización. Entre un ácido y una base. Se obtiene la sal del ácido y agua: Ácido + Base Sal + Agua.
H Cl + Na OH Na Cl + H2O
H2SO4 + Ba (OH)2 Ba SO4 + 2 H2O
HNO3 + KOH K NO3 + H2O
H2CO3 + 2 NaOH Na2 CO3 + 2 H2O
Mención aparte merecen, dentro de las reacciones de oxidación, las:
Reacciones de combustión. Químicamente son oxidaciones, pero al contrario que éstas son reacciones que transcurren muy rápidamente y con un desprendimiento notable de energía
 2 C + O2 2 C O
 C + O2 C O2
Siempre que se queme un hidrocarburo (compuesto que contiene únicamente carbono e hidrógeno) se obtiene CO2 y agua:
 CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
 C4H10 + 13/2 O2 4 CO2 + 2 H2O
 C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O
Reacción de los óxidos con el agua. El comportamiento es muy distinto si reacciona un óxido no metálico que uno metálico. En el primer caso se obtiene un ácido y en el segundo una base. Por esta razón se dice que los óxidos no metálicos tienen un carácter ácido, mientras que los metálicos tienen un carácter básico.
 SO3 + H2O H2SO4
 CO2 + H2O H2CO3
CaO + H2O Ca (OH)2
 Na2O + H2O 2 NaOH
Desplazamiento del hidrógeno de los ácidos por los metales. La mayor parte de los metales reaccionan con los ácidos desplazando el hidrógeno (que se desprende como gas) y el metal se disuelve formando la sal correspondiente. Esta reacción se produce muy fácilmente en al caso de metales alcalinos y alcalino-térreos.
Algunos metales como la plata, el cobre o el mercurio no desplazan el hidrógeno de los ácidos.
 2 HCl + Mg Mg Cl2 + H2
 H2 SO4 + Fe FeSOoOO4 + H2
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Leyes ponderales (referentes al peso)
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3.1. Ley de la conservación de la masa.
La enunció Lavoisier en 1789.
En cualquier reacción química, la suma de la masa de los productos es igual a la suma de la masa de los reactivos, es decir, que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.
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3.2. Ley de las proporciones definidas.
La enunció J. L. Proust en 1799.
Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en proporciones fijas y definidas, así, por ejemplo, el amoniaco siempre tiene un 82,36 % de N y un 17,64 % de H, sea cual sea su procedencia o el método utilizado para obtenerlo.
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3.3. Ley de las proporciones múltiples.
La enunció Dalton en 1805.
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación numérica sencilla.
C + O2 CO2
C + 1/2O2 CO
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Veamos, ahora como se trabaja con las reacciones químicas:
El zinc reacciona con el ácido clorhídrico formando cloruro de zinc e hidrógeno gas. Si hacemos reaccionar 6,0 g de ácido:
¿Cuántos gramos de zinc reaccionan?
¿Cuál sería el volumen de H2 obtenido si se mide en c. n.?
Identifica reactivos y productos. Plantea la ecuación y a continuación formula las sustancias que intervienen:
Ácido clorhídrico + Zinc Cloruro de zinc + Hidrógeno
HCl + Zn Zn Cl 2 + H 2
Ajusta la ecuación:
2 HCl + Zn Zn Cl 2 + H 2
P asa el dato que te dan a moles:
Transforma ahora los moles del dato en moles de la incógnita leyendo el correspondiente factor de conversión en la ecuación ajustada
Transforma moles en gramos usando la masa atómica o molecular:
Esto se puede hacer de forma directa “empatando” unos factores de conversión con otros:
Si la sustancia es un gas y está medido en c.n. (00C y 1atm) , se puede obtener el volumen teniendo en cuenta que 1 mol de cualquier sustancia gaseosa ocupa 22, 4 litros (volumen molar)
M nO2 + HCl Mn Cl2 + Cl2 + H2O
En primer lugar ajustamos la reacción:
MnO2 + 4 HCl Mn Cl2 + Cl2 + 2 H2O
Cálculos masa - masa
El dato está expresado en gramos y la incógnita la piden también en gramos.
Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dicloruro de manganeso se obtienen cuando reaccionan 7,5 g de ácido clorhídrico?
 
Cálculos masa - volumen
El dato está expresado en gramos y la incógnita, por ser un gas, piden su volumen en litros
Ejemplo: ¿Qué volumen de cloro se obtendrá cuando reaccionen 7,5 g de ácido clorhídrico, medidos en c.n.?
Cálculo del volumen de Cl2 medido en c.n.
 
 
Otro ejemplo:
N2 (g) + H2 (g) NH3 (g)
Ecuación ajustada:
Pb (NO3)2 + KI Pb I2 + KNO3
Pb (NO3)2 + 2 KI Pb I2 + 2 KNO3
Ecuación ajustada:
Gramos de yoduro de plomo (II) que deberían obtenerse teóricamente:
 
H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2
Cantidad de sulfato de zinc obtenida
Procesos con reactivo limitante
A la hora de llevar a cabo una reacción química puede suceder que uno de los reactivos esté en exceso, entonces la reacción transcurrirá mientras exista algo del otro reactivo. Una vez que éste se acaba la reacción se para, quedando el exceso del primero sin reaccionar. El reactivo que al agotarse hace que la reacción se detenga se denomina reactivo limitante.
Los cálculos se efectúan considerando las cantidades que reaccionan.
Ejemplo: Una mezcla de 100 g disulfuro de carbono y 200 g de cloro (gas) se pasa a través de un tubo de reacción caliente produciéndose la reacción:
CS2 + 3 Cl2 CCl4 + S2Cl2
Calcular la cantidad de S2Cl2 que se obtendrá
Como dan cantidades para ambos reactivos,vemos si están en cantidades estequiométricas (justas):
Como (según se lee en la ecuación química) 1 mol de CS2 reacciona con 3 moles de Cl2, para reaccionar con 1,31 moles de CS2 se necesitarían: 1,31 x 3 = 3,93 moles de Cl2. Por tanto, como sólo existen 2,82 moles de Cl2:
Reactivo en exceso (no reacciona todo) : CS2
Reactivo limitante (se agota, reacciona todo) : Cl2
A la hora de efectuar los cálculos ha de tenerse presente que parte del CS2 quedará sin reaccionar. Por tanto ha de usarse, bien el reactivo limitante (reacciona totalmente) o bien la parte que reacciona del reactivo en exceso:
Usando el reactivo limitante:
Usando el reactivo en exceso:
2 HgO 2 Hg + O2
Determinación de la pureza de un reactivo
Basándonos en la cantidad de productos obtenidos (o de reactivos que reaccionan) se puede establecer la pureza de un reactivo o su contenido en determinada sustancia (riqueza)
Ejemplo: Una muestra impura de 50,0 g de zinc reacciona con 53,7 g de ácido clorhídrico. Calcular el % de zinc presente en la muestra (riqueza)
Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
La cantidad de zinc presente en la muestra se puede calcular a partir del ácido consumido suponiendo que las impurezas no reaccionan con el ácido:
El cálculo de la pureza se reduce a calcular un tanto por ciento:
 
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2 + H2O
Reactivos en disolución
(molaridad)
Lo común es que los reactivos que se utilicen se encuentren en forma de disolución acuosa y que se trabaje directamente con cantidades de disolucíon y no de soluto:
Ejemplo: Se hacen reaccionar 6,5 g carbonato cálcico con ácido clorhídrico 1,5 M. Calcular la cantidad de ácido 1,5 M necesario para reacción completa.
Reactivos en disolución
(tanto por ciento en peso)
Una forma muy corriente de expresar la concentración de una disolución es en tanto por ciento en peso (masa). Si se pretende operar con volumen de disolución es preciso, además, conocer la densidad de la disolución
Ejemplo: Se hacen reaccionar 4,5 g de zinc con ácido clorhídrico del 35% en peso y 1,18 g/cm3 de densidad. Calcular el volumen de ácido necesario para reacción completa.
2 H Cl + Zn Zn Cl2 + H 2
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