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TEMA 5:

LA MATERIA Y LOS

CAMBIOS QUÍMICOS

1. LOS ESTADOS DE LA MATERIA

Los distintos materiales que nos rodean son, o bien mezclas de dos o más sustancias, o bien

sustancias sencillas (sustancia pura).

En la naturaleza la materia puede encontrarse en distintos estados de agregación:

➢ Sólido: tienen forma propia, no se pueden comprimir, mantienen su volumen a una

determinada temperatura.

➢ Líquido: adquieren la forma del recipiente que los contiene, no son comprimibles y su

volumen permanece constante a una temperatura. Los líquidos pueden fluir, por lo que junto

a los gases se les denomina fluidos.

➢ Gas: no tienen forma, ni mantienen su volumen, pues puede expandirse indefinidamente;

además, pueden comprimirse. Los gases se encuentran contenidos en recipientes cerrados,

ejerciendo sobre las paredes de dichos recipientes fuerza, generando una presión interna; así

se entiende que cuando un neumático pierde aire, la presión interna disminuye y el

neumático se deforma.

2. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA

Las sustancias pueden pasar de un estado a otro únicamente con calentarlas o enfriarlas. Si a

un sólido le proporcionamos energía la temperatura aumentará progresivamente; en un determinado

momento, aunque continuemos dando calor, la temperatura del sólido no sufre variación, en ese

momento la sustancia está pasando de sólido a líquido, a este cambio se llama fusión y a la

temperatura que ocurre el cambio se denomina temperatura de fusión. A la presión de 1 atmósfera

se denomina punto de fusión.

Si un líquido pierde energía,

su temperatura disminuirá, y llega

un momento a partir del cual el

líquido empieza a convertirse en

sólido. A este cambio de líquido a

sólido se le llama solidificación, y

la temperatura, temperatura de

solidificación. Para cualquier

sustancia pura la temperatura de

fusión y solidificación coincide.

Algunos sólidos, al absorber

energía, pasan directamente al estado gaseoso, a este proceso se denomina sublimación, al paso

contrario se le denomina sublimación inversa.

Si aun líquido le proporcionamos energía en forma de calor, su temperatura aumentará

progresivamente hasta que llegue un momento en que la temperatura no cambia y se aprecia en su


seno la formación de burbujas: el líquido se está convirtiendo en gas. A este fenómeno se denomina

ebullición, y a la temperatura a la que ocurre se la denomina temperatura de ebullición. Esta

temperatura depende de la naturaleza de la sustancia y de la presión exterior, por lo que la

temperatura de ebullición a 1 atmósfera de presión se llama punto de ebullición. En el caso del

agua es de 100ºC. Un líquido puede pasar a gas a temperatura ambiente a eso se le llama

evaporación.

Si un gas pierde energía, llega un momento que comienza a convertirse el líquido, a este

fenómeno se le denomina condensación.

3. SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS

Sustancias es cada una de las diversas clases de materia que existen en la naturaleza y pueden

estar formadas por una sustancia solo (sustancia pura) o por más de una (mezcla), situación muy

frecuente en la naturaleza.

3.1. SUSTANCIAS PURAS

Cada sustancia tiene unas propiedades características que sirven para identificarlas. Las

propiedades características son las propiedades de las sustancias que no dependen de la cantidad ni

de la forma de la sustancia, únicamente dependen de la naturaleza de las mismas. Son propiedades

características la temperatura de fusión, la densidad, la solubilidad, el color, la conductividad

térmica, el olor…

Las sustancias puras se clasifican en elementos y compuestos, esto lo veremos más adelante.

3.2. MEZCLAS

Están formadas por la unión de diferentes sustancias puras. Cada una de las sustancias

mantienen sus propiedades y pueden separarse utilizando medios físicos.

Las mezclas pueden ser heterogéneas cuando pueden distinguirse los componentes a simple

vista, como es el caso del granito o el agua con aceite. Si mezclamos dos o más sustancias y aparece

una mezcla heterogénea, decimos que las sustancias son inmiscibles o insolubles.

Otras mezclas, por el contrario, presentan un aspecto uniforme, son las mezclas homogéneas

o disoluciones. Al componente mayoritario de la disolución se le denomina disolvente y al

minoritario soluto. En el caso de la mezcla de agua y azúcar el agua sería el disolvente y el azúcar

el soluto. La cantidad de soluto que hay en una disolución se mide mediante la concentración; una

disolución saturada es aquella en la que no se puede disolver más soluto, una concentrada es cuando

está próxima a la saturación y diluida cuando está lejos de la saturación.

3.3. TÉCNICAS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS

Existen muchos procedimientos que nos permiten separar las distintas sustancias puras de una

mezcla; se basan en las propiedades de las sustancias que la forman y son siempre métodos físicos,

pues no varían la naturaleza de los componentes.

Muchos de las técnicas no han variado mucho en su base física, pero la tecnología actual

permite aumentar mucho la eficacia y la efectividad en la separación. Entre las diferentes técnicas

destaca:

A. CENTRIFUGACIÓN. Es un método utilizado para separar sólidos de líquidos utilizando

la diferente densidad sometiendo a la mezcla a velocidades de rotación.

B. FILTRACIÓN. Se utiliza para separar los componentes sólidos de un líquido en mezclas

heterogéneas, haciendo atravesar la mezcla un material (filtro) que deja pasar el líquido y

retiene el sólido.


C. DECANTACIÓN. Se emplea para separar mezclas

heterogéneas de líquidos con diferente densidad. Se utiliza el

embudo de decantación (ver imagen) que posee una llave que

cierra la boca de salida; se deja reposar la mezcla y el líquido

más denso se va al fondo, al abrir la llave podemos sacar y

separarlo del menos denso. Esta técnica se utiliza para separar

el agua del aceite.

D. CRISTALIZACIÓN. Se utiliza para separar las disoluciones

de sólidos y líquidos. Se hace evaporar el líquido de forma que

el sólido permanezca en el recipiente precipitando en el fondo

del recipiente y formando estructuras regulares o cristales. Se

utiliza en las salinas, para obtener sal del agua del mar.

E. DESTILACIÓN. Es un método que

permite el separar dos líquidos con

diferente punto de ebullición de una

mezcla homogénea. Se calienta la mezcla

en un matraz hasta que el líquido más

volátil se evapora, recogiéndolo en un

tubo que se mantiene frío con agua

circulante (refrigerante), de forma que el

líquido evaporado se condensa y cae en

otro recipiente. Esta técnica se emplea en

la fabricación de muchas bebidas

alcohólicas.

4. ESTRUCTURA ATÓMICA

La materia está formada por partículas muy pequeñas, que en principio se las creía

indivisibles, denominados átomos. Sin embargo, el desarrollo de técnicas eléctricas y el

descubrimiento de diferentes fenómenos como la radiactividad, demostró que los átomos tenían una

estructura interna de naturaleza eléctrica.

4.1. PARTÍCULAS ATÓMICAS: MODELO ATÓMICO

Ernest Rutherford estableció un modelo atómico en 1911, este modelo ha sido muy corregido

posteriormente por la moderna mecánica cuántica, pero es la base de la idea más extendida sobre la

estructura atómica.

El modelo considera que el átomo estaba dividido en dos partes muy diferenciadas: núcleo y

corteza. En el núcleo se encuentran los protones (con carga positiva) y los neutrones (sin carga),

constituyendo la mayor parte de la masa de todo el átomo. En la corteza se encuentran los

electrones orbitando alrededor del núcleo, los electrones tienen carga negativa y de igual magnitud

que el protón y poseen una masa mil veces más pequeña que la de los protones y neutrones.

Los átomos de los diferentes elementos se diferencian en el número de protones que tienen en

su núcleo, a este número se le denomina número atómico y se representa por la letra Z. Los átomos

de los distintos elementos se caracterizan por este número, así el átomo de oxígeno tiene 8 protones

(Z=8) y el de hidrógeno 1 (Z=1).

Los 118 átomos conocidos se colocan ordenados por su Z en la tabla periódica. Como el

átomo es neutro (carga total nula), Z indica también únicamente en el caso de átomos neutros el

número de electrones, ya que las cargas positivas de los protones se neutralizan con las negativas

de los electrones.


La masa del átomo depende del número de protones y neutrones que lo formen, a la suma del

número de estas partículas se denomina número másico (A).

A = protones + neutrones

Para simbolizar un elemento se utiliza la siguiente notación, donde X es el símbolo del

elemento:

4.2. LA DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES

Los electrones se disponen en capas o niveles de energía llamados orbitales alrededor del

núcleo. La capa más externa del átomo es la que determina las propiedades químicas del elemento,

a los electrones de esta capa se les denomina electrones de valencia. Si esta última capa está

completa el átomo tiene mucha estabilidad y

no forma enlaces, es lo que ocurre a los gases

nobles.

Todos los átomos tiendes a llenar la

última capa, bien ganando pocos electrones si

son pocos los que necesitan convirtiéndose en

iones negativos o aniones (no metales), o

bien perdiendo si son pocos los que exceden

convirtiéndose en iones positivos o cationes

(metales).

Aunque un átomo gana o pierde

electrones no cambia su naturaleza (ni A ni

Z), pero sí su carga eléctrica que deja de ser

neutra y se convierte en un ion; si cambiase el

número de protones (Z) cambia la naturaleza

del átomo y se convertiría en un átomo de otro

elemento.

4.3. ISÓTOPOS

Si un átomo gana o pierde neutrones, no cambia Z pero sí lo hace A; cuando tenemos átomos

con igual número atómico pero diferente número másico, los denominamos isótopos.

El carbono (Z=6) se presenta en la naturaleza en forma de tres isótopos distintos: el 12C con 6

protones y 6 neutrones (A=12), el 13C con 6 protones y 7 neutrones (A=13), y el 14C con 6 protones

y 8 neutrones (A=14). Los tres son isótopos, tienen el mismo número de protones (6) y diferente

número de neutrones (6, 7 ó 8).

4.4. MASA ATÓMICA

La masa es una magnitud característica de los distintos elementos; como esta masa es muy

pequeña, se utiliza normalmente la unidad de masa atómica, o uma, cuyo símbolo es la u.

1 u = 1,66 10-27 kg

Las masas atómicas de los elementos es un dato que se encuentra en las Tablas Periódicas y

es la media ponderada de la masa de sus isótopos, esto es, teniendo en cuenta su frecuencia en la

naturaleza, esta es la razón de que estos valores sean decimales, aunque frecuentemente se

redondean a los valores enteros más próximos.


5. ELEMENTOS, MOLÉCULAS Y COMPUESTOS

Un elemento es una sustancia pura formada por átomos iguales, el hierro únicamente está

formado por átomos de hierro, por lo que es un elemento. Un compuesto es una sustancia pura

formada por distintos elementos químicos y combinados entre sí en una relación numérica sencilla

y constante; el cloruro de sodio (sal común) está formada por dos elementos diferentes (cloro y

sodio), por lo que es un compuesto.

Una molécula es la unión de dos o más átomos iguales o distintos, así por ejemplo el oxígeno

se presenta en la naturaleza como O2, por lo que es una molécula (formada por dos átomos de

oxígeno unidos) y además un elemento (constituida por igual tipo de átomos). El amoniaco (NH3)

es una molécula (unión de cuatro átomos) y un compuesto (átomos de diferente especie).

5.1. NOMBRE Y SÍMBOLO DE LOS ELEMENTOS

Hoy se conocen más de 115 elementos, de los cuales 90 se encuentran en la naturaleza y el

resto se han obtenido en el laboratorio. Muchos de sus nombres derivan del latín o griego, aunque

los más nuevos tienen nombres de lugares (Am americio Z=95) o de científicos importantes (Rf

rutherfordio Z=104).

Cada elemento se representa por una (mayúscula) o dos letras (la primera mayúscula y la

segunda minúscula) y que se emplean como abreviatura del nombre (K potasio, Ca calcio)

5.2. LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS (Ver última página)

Todos los elementos conocidos están ordenados en una tabla periódica formada por 18

columnas (grupos) y 7 filas (periodos) en orden creciente de números atómicos.

El grupo 18 son los de los gases nobles (elementos que no forman enlaces), el grupo es el de

los alcalinos y el 2 el de los alcalinotérreos. Los elementos se pueden clasificar en:

1. Metales: situados a la izquierda de la tabla, elementos que poseen brillo metálico, conducen

la corriente eléctrica y el calor y son dúctiles y maleables.

2. No metales: situados a la derecha de la tabla (más el hidrógeno) junto a los gases nobles;

son malos conductores de la corriente eléctrica.

Un elemento cuanto más a la izquierda de la tabla y más abajo más metálico será, y viceversa

cuanto más a la derecha y más arriba (con excepción de los gases nobles) menos metálico será (el

O, el F y el Cl son los menos metálicos), o lo que es lo mismo, más electronegativo será (capacidad

del átomo para captar electrones y formar aniones).

NOTA MUY IMPORTANTE

* Hay que saberse los nombres y símbolos de todos los elementos de los grupos 1, 2, 13, 14, 15,

16, 17 y 18 desde el periodo 1 hasta el 6 (el 7 no) de la Tabla Periódica.

* Además, también los siguientes elementos (nombre y símbolo)

Cr cromo, Fe hierro, Co cobalto, Ni níquel, Cu cobre, Ag plata, Au oro y Pt platino

5.3. EL ENLACE QUÍMICO

Los átomos se unen mediante los electrones más externos de la corteza atómica para conseguir

una mayor estabilidad, como los gases nobles que tienen su capa de valencia completa. Según como

sea la unión entre los átomos, tenemos tres tipos de enlace:


➢ ENLACE IÓNICO: ocurre entre átomos metálicos y no metálicos. El metal cede electrones

de su capa de valencia quedando cargado positivamente, el no metal capta los electrones

quedando cargado negativamente. Ambos iones, con cargas opuestas, se atraen y forman el

enlace. Estos compuestos forman los cristales iónicos. Un ejemplo es la sal común (cloro y

sodio)

➢ ENLACE COVALENTE: se unen átomos no metálicos que necesitan captar electrones

para conseguir la configuración de gas nobles, para ello los distintos átomos comparten los

electrones. Un ejemplo de ello es la molécula de oxígenos O2 y la de agua H2O, pero también

el diamante.

➢ ENLACE METÁLICO: se establece entre átomos metálicos que necesitan desprenderse

de sus electrones de valencia y que pasan a formar parte del contenido de todo el metal a

modo de nube de electrones que envuelve a los cationes positivos. Esta hace que los metales

conducen muy bien la corriente eléctrica y sean dúctiles y maleables.

5.4. NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS

Las moléculas de las sustancias puras se representan mediante fórmulas que nos indican los

átomos que forman esa sustancia y el número de átomos de cada especie que participan. Así por

ejemplo en la molécula de amoniaco NH3 los átomos que participan son uno de hidrógeno (el uno

no se escribe) y tres de nitrógeno. Por lo tanto, una fórmula es una representación simbólica y

proporciona la relación numérica de los átomos o de los iones de los elementos químicos que

constituyen la sustancia o el compuesto.

La formulación es el conjunto de normas que regulan las representaciones de las diferentes

sustancias puras y la nomenclatura es el modo de nombrarlos. Hay tres modos de nomenclatura de

un compuesto: tradicional, Stock y la de la IUPAC (Unión internacional de Química Pura y

Aplicada); aquí se va a utilizar la última al ser la más sencilla.

Para escribir una fórmula se debe conocer la proporción en que se combinan los átomos, para

ello debemos conocer su valencia que nos indica su capacidad de combinación; sin embargo, en la

nomenclatura de la IUPAC no es necesario conocerla.

5.5. NOMENCLATURA DE LA IUPAC

5.5.1. Prefijos numéricos

La nomenclatura de la IUPAC también se la denomina nomenclatura sistemática, en ella no

es necesario conocer las valencias de los átomos, pues se utilizan prefijos numéricos que indican el

número de átomos de cada elemento que intervienen. Los prefijos son: mono- (1, muchas veces no

se nombra), di- (2), tri- (3), tetra- (4), penta- (5), y así sucesivamente.

5.5.2. Compuestos monarios

Son compuestos formados únicamente por un tipo de elemento. Se formulan poniendo

únicamente el símbolo del elemento, y se nombran con el nombre del mismo:

Fe hierro Ca calcio Ag plata

Existen excepciones que corresponden a los halógenos, al oxígeno, nitrógeno e hidrógeno,

pues en la naturaleza aparecen como especies diatómicas. Así:

Oxígeno es O2 Cloro es Cl2 Hidrógeno es H2 Iodo es I2 Nitrógeno es N2

En el caso de referirnos a las especies monoatómicas en estas excepciones debemos añadir la

palabra átomico, así:


F2 es flúor y F es flúor atómico; O2 es oxígeno y O es oxígeno atómico

5.5.3. Compuestos binarios: SALES BINARIAS

Se forman por la unión de un metal (elementos de la izquierda y centro de la Tabla Periódica)

con un no metal (elementos de la derecha de la Tabla Periódica), con excepción del O y del H. El H

aunque se encuentre en la zona izquierda de la tabla es un no metal.

Se formulan escribiendo el símbolo del metal con el número de átomos que aparecen del

mismo en el compuesto seguido del símbolo del no metal seguido del número de átomos de no

metal. Si el número es 1 no se escribe.

Se nombran al revés de cómo se formulan. En primer lugar se nombra el no metal (el que

se formula el último) con la terminación –uro y con un prefijo numérico que indica el número de no

metales (di, tri, etc) si es mono no se suele indicar. A continuación la preposición de y el nombre

del metal con los prefijos numéricos correspondientes.

FeF2 difloruro de hierro, AgCl cloruro de plata, CrBr3 tribromuro de cromo

Algunos no metales, al añadirles la terminación –uro cambian ligeramente el nombre

utilizando la raíz latina de la que proceden, como es el caso del S (sulfuro), N (nitruro) o P (fosfuro),

así:

Al S3 trisulfuro de aluminio, Li3N nitruro de trilitio, Ca3P2 difosfuro de tricalcio

5.5.4. Compuestos binarios: ÓXIDOS

Son combinaciones del oxígeno con otro átomo, sea metal o no. Se formulan escribiendo el

símbolo del no metal con el número de átomos presentes, el símbolo del oxígeno y el subíndice

numérico que indica el número de oxígenos.

Se nombran con la palabra óxido anteponiendo el prefijo numérico que indica el número de

O, a continuación la preposición de, y finalmente el nombre del otro átomo con el prefijo numérico

que indica el número de átomos.

Ni2O3 trióxido de diníquel; CO2 dióxido de carbono; NaO óxido de sodio; GaO3 trióxido de galio

En el caso tan frecuente del CO, sí se nombra sin obviar el prefijo mono, así se nombra como

monóxido de carbono.

5.5.5. Compuestos binarios: HIDRUROS

Son compuestos formados por hidrógeno y un átomo de metal o un no metal. Sus propiedades

son muy diferentes, pero en cuanto a la formulación cambia la posición del H en la misma, por lo

que vamos a verlos por separado.

Hidruros metálicos: son los formados por H y un metal. En la fórmula se escribe primero el

símbolo del metal y a continuación el H con el número correspondiente. Se nombran con el prefijo

numérico que indica el número de H, la palabra hidruro, la preposición de y finalmente el nombre

del metal.

Hidruros no metálicos: son los formados por H y un no metal. En la fórmula se escribe

primero el H con el subíndice numérico y a continuación el no metal. Se nombran con el nombre

del no metal con la terminación –uro, la preposición de y el prefijo numérico que se antepone el

nombre hidrógeno.

LiH hidruro de litio H2S sulfuro de dihidrógeno HCl cloruro de hidrógeno

CaH2 dihidruro de calcio BeH2 dihidruro de berilio

Observa que siempre se nombran al revés de cómo se formulan.


Algunos hidruros no metálicos tienen nombres especiales que se siguen usando, entre otros

están:

H2O agua NH3 amoniaco CH4 metano BH3 borano

6. LAS REACCIONES QUÍMICAS

Los cambios que modifican las propiedades de una sustancia transformándola en otra nueva

se conocen como una reacción química.

A las sustancias que sufren la modificación se las llama reactivos y las sustancias que se

producen se denomina productos. Así, por ejemplo, si el hierro reacciona con azufre para formar

sulfuro de hierro, se dice que el azufre y el hierro son los reactivos y el sulfuro de azufre es el

producto.

6.1. ECUACIONES QUÍMICAS

Las reacciones químicas se representan en las llamadas ecuaciones químicas, donde se

escriben las fórmulas de los reactivos separadas por signos +, una flecha que indique el sentido de

la reacción y finalmente los productos separadas también por signos más.

Una ecuación química es una representación cualitativa de las sustancias que intervienen en

la reacción

REACTIVOS PRODUCTOS

S + Fe FeS

H2 + O2 H2O

6.2. AJUSTE DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

En toda reacción química se conserva la masa, esto es, el número total de átomos de cada

especie que hay en los reactivos tiene que ser igual al número de átomos de la misma especie

en los productos. En una reacción química los enlaces entre átomos cambian, pero no los átomos,

por eso se debe mantener el número de átomos de cada tipo antes y después de la rección química.

Una ecuación química debe estar, por lo tanto, ajustada, para ello no se pueden nunca

modificar las fórmulas, pero sí se pueden añadir delante de las fórmulas de los compuestos unos

números llamados coeficientes numéricos o estequiométricos, de modo que el número de átomos

de cada especie no varía en el transcurso de la reacción. De esta manera se indica también el aspecto

cuantitativo, o lo que es lo mismo, la cantidad de sustancias de cada tipo que participan en la

reacción.

2 H2 + O2 2 H2O

En la reacción anterior, hay 4 H en los reactivos y 4 en los productos; hay dos O en los

reactivos y dos en los productos; de tal forma que la proporción de la reacción es que dos moléculas

(o moles) de hidrógeno reaccionan con una de oxígeno (o un mol) para dar dos moléculas (o moles)

de agua.

6.3. EL MOL

El mol es unidad fundamental del Sistema Internacional de Unidades que mide la cantidad de

sustancia de un compuesto que tiene el mismo número de entidades elementales (moléculas o

átomos) como átomos que hay en 12 gramos de Carbono 12. El número de cantidades elementales

(átomos, moléculas, iones…) que hay en un mol de sustancia es constante y no depende del tipo de

sustancia; este número es el número de Avogadro (NA) y que equivale a:


1 mol de cualquier sustancia = 6,022 1023 unidades elementales

Así por ejemplo 1 mol de Na son 6,022 1023 átomos de Na y un mol de H2O son 6,022 1023

moléculas de agua. El mol permite asociar el número de unidades elementales que intervienen en

una reacción de forma independiente a la masa de los componentes.

La relación entre el mol y gramos (unidad de masa) es muy sencilla y es:

Mol = gramos / Masa atómica o molecular

Las masas atómicas de cada átomo vienen en la Tabla Periódica y las masas moleculares se

pueden calcular conociendo la fórmula del compuesto.

NOTA MUY IMPORTANTE

NO HAY QUE APRENDERSE NINGUNA MASA ATÓMICA DE LAS QUE APARECEN EN

LA TABLA PERIÓDICA. CONSULTARLAS CUANDO SE NECESITEN Y, EN EL EXAMEN,

SE SERÁN FACILITADAS.

Ejemplos:

Determina el número de moles que son 28 gramos de nitrógeno atómico

La masa atómica del nitrógeno es de aproximadamente 14 u (ver en la tabla), por lo que:

Mol = gramos/masa atómica, luego moles = 28/14 = 2

El resultado son 2 moles de nitrógeno atómico

Determina el número de gramos que son 5 moles de fósforo

La masa atómica del fósforo (P) es de 31 u aproximadamente (ver en la tabla), por lo que:

Mol = gramos/masa atómica, por lo tanto 5 = gramos/31

El 31 que está dividiendo pasa multiplicando al otro lado y:

5 · 31 = gramos, por lo tanto,

salen 155 gramos de P

Calcula los moles que son 180 gramos de agua

La masa molecular (el agua es una molécula) no aparece en la Tabla Periódica. Si podemos ver la

masa atómica que del H (1 u) y la del O (16 u), átomos que forman parte de la molécula de agua.

Como hay dos hidrógenos y un oxígeno en la molécula (H2O) se puede calcular la masa de la

molécula de agua de la siguiente manera:

Masa molecular del agua = número de átomos de H por su masa atómica + número de átomos de

O por su masa atómica

Por lo tanto

Masa molecular = 2 · 1 + 1 · 16 = 18 u

Moles = gramos de agua/masa molecular del agua

Moles = 180/18 = 10 moles de agua

6.4. ENERGÍA Y VELOCIDAD DE REACCIÓN

Muchas veces el fin que se pretende al realizar una reacción química no es siempre el de

obtener los productos; por ejemplo, en la reacción de combustión del gas natural se obtienen como

productos CO2 y H2O, pero el fin no es obtenerlos sino el de producir energía.

En las reacciones químicas unas sustancias se transforman en otras distintas desprendiendo o

absorbiendo energía. Teniendo esto en cuenta, podemos clasificar las reacciones en:

✓ Exotérmicas cuando en la reacción se desprende energía en forma de calor.

✓ Endotérmicas cuando los reactivos deben absorber calor para que la reacción ocurra.


Por otro lado, algunas reacciones químicas son muy rápidas (es el caso de las reacciones

explosivas) y otras ocurren muy lentamente, tan lentamente que pueden transcurrir años para que

ocurran. A la rapidez con la que ocurre una reacción se llama velocidad de reacción. La velocidad

de reacción depende de los siguientes factores:

✓ Temperatura a la que ocurre la reacción. La velocidad de una reacción aumenta al

aumentar la temperatura. Por esta razón, metemos los alimentos en el frigorífico, pues al

disminuir la temperatura disminuye la velocidad de descomposición de los mismos.

✓ Superficie de contacto entre los reactivos. Si un sólido reacciona con un líquido o un gas

la velocidad de reacción aumenta a medida que aumenta la superficie del sólido (exponemos

más sólido al contacto con el líquido o gas). El hierro en forma de barras se oxida más

lentamente que si se encuentra en forma de limaduras.

✓ Concentración de los reactivos. Si hay más reactivo en el mismo volumen hay más

posibilidades de que haya contactos entre los reactivos y la reacción sea más rápida.

✓ Catalizadores. Los catalizadores son sustancias químicas que al ponerlas con los reactivos

modifican la velocidad de reacción, haciendo que aumente (catalizador positivo) o

disminuya (negativo). Al terminar la reacción el catalizador no se ha modificado. Ejemplos

de catalizadores son las enzimas biológicas, como las que se encuentran en los jugos

digestivos.

6.5. ALGUNOS TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Según sea el tipo de reacción se pueden considerar diferentes clases de reacciones químicas:

6.5.1. Reacciones de síntesis

Son aquellas que se obtiene un único compuesto a partir de dos o más reactivos. Un ejemplo

es la reacción de obtención de agua.

2 H2 + O2 2 H2O

6.5.2. Reacciones de descomposición

Son aquellas que a partir de un compuesto se obtienen dos o más sustancias sencillas. Un

ejemplo es la reacción de hidrólisis del agua:

2 H2O 2 H2 + O2

6.5.3. Reacciones ácido-base

Estas reacciones se denominan reacciones de neutralización, en las que un ácido más una base

forma una sal más agua.

2HCl + Ca (OH)2 CaCl2 + H2O

Ácido + base Sal + agua

Para saber si una sustancia es ácido o base se emplea la escala de pH. Un pH entre 1 y 7 el

medio es ácido; un pH entre 7 y 14 se dice que es básico; u pH = 7 es neutro.

6.5.4. Reacciones oxidación-reducción

Las reacciones de oxidación-reducción (abreviadamente redox) son reacciones de

transferencia de electrones. Una sustancia pierde electrones, se oxida, y otra gana electrones, se

reduce. La sustancia que se oxida es la que reduce a la otra, es el reductor; la sustancia que se

reduce es la que oxida a otra, es el oxidante. Ambos procesos son simultáneos

Fe + O2 FeO

Aquí el hierro se oxida (es el reductor) y el oxígeno se reduce (es el oxidante).


6.5.5. Reacciones de combustión

Las reacciones de combustión son un caso particular de las reacciones redox. En ellas un

compuesto o un elemento arde, combinándose con el oxígeno del aire, y desprenden luz y calor. Son

reacciones exotérmicas, pues se libera energía.

Ejemplos de reacciones de combustión son la combustión de carbono: al quemarse el carbón

da como único producto dióxido de carbono y energía:

C + O2 CO2 + Energía

Si la combustión se realiza con poco oxígeno, la reacción es incompleta (como ocurre en los

motores de combustión interna de los coches, se forma monóxido de carbono, gas muy peligroso

que puede producir la muerte por inhalación.

C + ½ O2 CO + Energía

La combustión de hidrocarburos derivados del petróleo (butano, propano, gasolinas)

desprende gran cantidad de energía (reacción exotérmica), dióxido de carbono y agua. Por ejemplo,

la reacción de combustión del butano (C4H10) es:

C4H10 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O + Energía

Es importante señalar que en el mundo industrializado se queman miles de toneladas de

hidrocarburos cada día, lo que hace que se libere el CO2 a la atmósfera en gran cantidad, provocando

el efecto invernadero, ya que este gas impide que se liberen los rayos infrarrojos emitidos por la

Tierra provocando un aumento de la temperatura del planeta trayendo consecuencias sobre el clima.

7. EJERCICIOS

1. Indica el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos:

2. Un elemento tiene Z=46 y A=102:

a) ¿Cuántos protones tiene?

b) ¿Cuántos neutrones tiene?

c) ¿Cuántos electrones si es neutro?

3. Un elemento tiene 2 protones y 3 neutrones

a) ¿Cuál es su número atómico?

b) ¿Cuál es su número másico?

4. Completa la siguiente tabla:

FÓRMULA NOMBRE FÓRMULA NOMBRE

H2 Pentóxido de dibromo

MgO Diantimoniuro de trimercurio

NI3 Monóxido de cobre

SO3 Telururo de plata

Se Dinitruro de triestaño

O Trihidruro de hierro

Cu2O NiP


Trióxido de dihierro AuH

Tricloruro de oro AlSb

Amoniaco AlCl3

Hidruro de litio Cl2O7

Dióxido de selenio Co2O3

Sulfuro de diplata CrB

Tricloruro de boro H2O

Óxido de bario CH4

Seleniuro de disodio CuF2

5. Utilizando las masas atómicas que vienen en la tabla periódica (redondea al entero más próximo,

en el caso del Cl utiliza 35,5) calcula las masas moleculares de los siguientes compuestos:

a) MgO

b) CH4

c) Cl2O5

d) H2SO4

e) NaBr

6. Responde a las siguientes cuestiones:

a) ¿cuántos moles son 9 gramos de agua?

b) ¿Cuántos gramos son 5 moles de boro?

c) ¿Cuántos moles son 230 gramos de sodio?

d) ¿Cuántos gramos son 10 moles de H2SO4?

e) ¿Cuántos moles son 5 gramos de KOH?

7. Observando las ecuaciones químicas siguientes responde:

a) Sea la reacción C + H2 CH4

¿Qué tipo de reacción es?

¿Está ajustada? ¿por qué?

b) Tenemos la reacción C3H8 + 7 O2 3 CO2 + 4 H2O



c) Dada la reacción HCl + NaOH NaCl + H2O




8. SOLUCIONARIO

1. F: 9 protones, 10 neutrones y 9 electrones

Ni: 28 protones, 31 neutrones y 28 electrones

K: 19 protones, 20 neutrones y 19 electrones

Sn : 50 protones, 69 neutrones y 50 electrones

2. 46 protones, 62 neutrones y 46 electrones

3. Z=2 y A=5

4. Completa la siguiente tabla:

FÓRMULA NOMBRE FÓRMULA NOMBRE

H2 Hidrógeno Pentóxido de dibromo Br2O5

MgO Öxido de magnesio Diantimoniuro de trimercurio Hg3Sb2

NiI3 Triyoduro de níquel Monóxido de cobre CuO

SO3 Trióxido de azufre Telururo de plata AgTe

Se Selenio Dinitruro de triestaño Sn3N2

O Oxígeno atómico Trihidruro de hierro FeH3

Cu2O Óxido de dicobre Fosfuro de níquel NiP

Fe2O3 Trióxido de dihierro Hidruro de oro AuH

AuCl3 Tricloruro de oro Antimoniuro de aluminio AlSb

NH3 Amoniaco Tricloruro de alumnio AlCl3

LiH Hidruro de litio Heptóxido de dicloro Cl2O7

SiO2 Dióxido de silicio Trióxido de dicoblato Co2O3

Ag2S Sulfuro de diplata Boruro de cromo CrB

BCl3 Tricloruro de boro Agua H2O

BaO Óxido de bario Metano CH4

Na2Se Seleniuro de disodio Difloruro de cobre CuF2

5. a) 40 u b) 20 u c) 151 u d) 98 u e) 103 u

6. a) 0,5 moles b) 55 g c) 10 moles d) 980 g e) 0,088 g

7. a) formación, no está ajustada 2 H en los reactivos y 4 en los productos.

b) Combustión, sí está ajustada (contar átomos)

c) Ácido-base, sí está ajustada (contar átomos).


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