En una reacción química unas sustancias (reactivos) se transforman en otras distintas (productos): los átomos se reorganizan rompiendo y formando enlaces. Aprenderás a escribir y ajustar las ecuaciones químicas, a calcular cuánto producto se obtiene a partir de una cantidad de reactivo (estequiometría) y a conocer los factores que hacen que una reacción sea más rápida.
Objetivos
- Ajustar ecuaciones químicas aplicando la ley de conservación de la masa
- Hacer cálculos estequiométricos con masas, moles y volúmenes de gases
- Explicar los factores que influyen en la velocidad de una reacción
- Reconocer reacciones exotérmicas y endotérmicas, ácido-base y de combustión
1. Ecuaciones químicas y ajuste
Ley de Lavoisier: en una reacción química la masa total se conserva, porque los átomos no se crean ni se destruyen. Por eso una ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados. Para ajustarla se cambian los coeficientes, nunca los subíndices.
Ajusta: H₂ + O₂ → H₂O
- Oxígeno: 2 a la izquierda, 1 a la derecha ⟹ ponemos 2 H₂O
- Hidrógeno: ahora hay 4 a la derecha ⟹ ponemos 2 H₂
- Comprobamos: 4 H y 2 O a cada lado ✓
2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
2. Cálculos estequiométricos
Los coeficientes de una ecuación ajustada indican la proporción en moles. En 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O: 2 mol de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂ y forman 2 mol de H₂O.
- Escribe y ajusta la ecuación.
- Pasa el dato a moles (n = m/M o n = V/22,4).
- Usa la proporción de los coeficientes para obtener los moles de la sustancia pedida.
- Pasa esos moles a la magnitud pedida (masa, volumen…).
¿Qué masa de CO₂ se obtiene al quemar 32 g de metano? CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
- M(CH₄) = 16 g/mol ⟹ n = 32 ÷ 16 = 2 mol de CH₄
- Proporción 1 : 1 ⟹ 2 mol de CO₂
- M(CO₂) = 44 g/mol ⟹ m = 2 · 44 = 88 g
88 g de CO₂
Reactivo limitante: El reactivo que se agota primero; determina la cantidad de producto. El otro reactivo queda en exceso.
3. Velocidad y energía de las reacciones
Según la teoría de colisiones, para que haya reacción las partículas deben chocar con energía suficiente y la orientación adecuada. La velocidad aumenta si aumentan los choques eficaces:
- Temperatura más alta: partículas más rápidas y choques más energéticos.
- Concentración mayor: más partículas por unidad de volumen.
- Superficie de contacto mayor: un sólido en polvo reacciona más rápido que en trozos.
- Catalizadores: sustancias que aceleran la reacción sin consumirse.
| Tipo | Energía | Ejemplo |
|---|---|---|
| Exotérmica | Desprende energía (calor) | Combustión del butano |
| Endotérmica | Absorbe energía | Descomposición del carbonato de calcio al calentarlo |
4. Reacciones de interés
Ácidos y bases: Un ácido libera iones H⁺ en agua (HCl); una base libera iones OH⁻ (NaOH). La escala de pH va de 0 a 14: pH < 7 ácido, pH = 7 neutro, pH > 7 básico.
Neutralización
Ácido + base → sal + agua.
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Combustión: Reacción de un combustible con el oxígeno que desprende energía. Si el combustible es un hidrocarburo y la combustión es completa, se forman CO₂ y H₂O.
Recuerda
- La masa se conserva: se ajusta con coeficientes, nunca con subíndices.
- Los coeficientes indican la proporción en moles.
- Estequiometría: dato ⟹ moles ⟹ proporción ⟹ moles ⟹ resultado.
- Temperatura, concentración, superficie y catalizadores aumentan la velocidad.
- Ácido + base → sal + agua; combustión completa de hidrocarburos → CO₂ + H₂O.
¡Ahora te toca a ti!
Comprueba que lo has entendido con los ejercicios y repasa con el resumen.