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REACCIONES QUÍMICAS ESTEQUIOMETRÍA


Enviado por   •  14 de Mayo de 2016  •  Biografías  •  16.789 Palabras (68 Páginas)  •  66 Visitas

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TEMA 8

REACCIONES QUÍMICAS

ESTEQUIOMETRÍA

8.1        Reacciones Químicas

Se define a una reacción química como la transformación, cambio o fenómeno, que experimentan las sustancias en su estructura por acción de otra sustancia o de un agente energético para formar sustancias de composición diferente.

Las reacciones químicas se representan a través de una ecuación química balanceada, en estas ecuaciones a las sustancias iniciales se les denomina reactantes o reaccionantes y a las sustancias que se obtienen se les denominan productos o resultantes. Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción, donde se especifica la parte cualitativa y cuantitativa de los reactantes y los productos.

En consecuencia, podemos afirmar también que una reacción química es el paso de un sistema de condiciones iniciales a finales.

En general tenemos:                        

A   +   B          C   +   D

Reactantes        Productos

2 H2(g)   +   O2(g)        2 H2O(l)

MnO2(s)   +   4 HCl(aq)        MnCl2(aq)   +   Cl2(g)   +   2 H2O

En las ecuaciones químicas se suele indicar el estado físico de las sustancias participantes, en tal razón debe considerarse que:

                Sólido (reactante)                                =        ( s )

                Líquido        (reactante o producto)                        =        ( l )

                Gaseoso (reactante)                                =        ( g )  

Gaseoso (producto)                                =        (  )

Vapor (producto)                                =        ( v )

                Solución (reactante o producto)                        =        (sol)

Solución acuosa (reactante o producto)                =        (aq)

                Sólido cristalino                                        =        ( c )

                Sólido producto                                        =        (  )

Como resultado de los choques intermoleculares de los reactantes, todas las reacciones químicas implican una ruptura de enlaces lo que da origen a la formación de especies químicas libres altamente energéticas denominadas complejos activados; estos complejos son sustancias intermedias entre los reactantes y los productos a partir de las cuales se obtienen los productos.

8.1.1.        Teoría del complejo activado

Según esta teoría, cuando los reactantes se aproximan se produce la formación de un estado intermedio de alta energía, alta inestabilidad y por tanto de corta duración, que se denomina complejo activado. La energía que necesitan los reactantes para alcanzar este complejo se denomina energía de activación (Ea); cuanto mayor es la energía de activación, en general, menor será la velocidad de la reacción.

La magnitud de la energía de activación de una reacción química determina la velocidad de ésta; si la energía de activación es muy alta, la reacción ocurre en un largo periodo de tiempo; si esta energía es baja, los reactantes pueden adquirirla fácilmente acelerando la velocidad de reacción.

 

De acuerdo al cambio neto de energía, es decir, a la diferencia entre la energía de los productos y de los reactantes, las reacciones se clasifican en endergónicas[1], si se requiere energía y exergónicas[2], si se libera. Cuando la energía se manifiesta como calor, las reacciones se denominarán endotérmicas y exotérmicas respectivamente.

Las reacciones exergónicas son una forma de procesos exergónicos en general o procesos espontáneos y son lo contrario de las reacciones endergónicas; las reacciones exergónicas transcurren espontáneamente pero ello no significa que la reacción transcurrirá sin ninguna limitación o problema;  por ejemplo la velocidad de reacción entre hidrógeno y oxígeno es muy lenta y no se observa en ausencia de un catalizador adecuado.

Las reacciones exergónicas liberan más energía de la que absorben; en ella, la formación de nuevos enlaces de los productos (en la reacción química) liberan una cantidad de energía mayor que la absorbida para romper los enlaces de los reactivos, de modo que el exceso queda libre conforme se lleva a cabo la reacción.

        

8.1.2        Evidencias de una reacción química

La ocurrencia de una reacción química en forma natural o artificial, trae consigo evidentes cambios; los mismos que pueden ser percibidos por nuestros sentidos, tales como:

  1. Cambio de color, sabor u olor

                        Ej.                

        El cobre metálico (rojizo) al oxidarse puede formar un sólido de color negro (CuO, óxido de cobre(II)).

2 Cu(s)  +  O2(g)    2 CuO(s)

                                                               rojizo                       negro

  1. Liberación o absorción de energía calorífica

                        Ej.        

La reacción entre el metano y el oxígeno, llamada reacción de combustión, libera gran cantidad de energía calorífica.

CH4(g)  +  2 O2(g)      CO2(g)  +  2 H2O(v)  +  213 Kcal/mol

  1. Generación y desprendimiento de un gas

                        Ej.        

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