REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS Los cambios químicos que observamos en la materia se relacionan siempre con reacciones químicas. 1. REPRESENTACIÓN DE LOS FENÓMENOS QUÍMICOS Una reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias llamadas productos. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas, en las cuales se emplean diversidad de símbolos para indicar los procesos y sustancias involucrados. Toda ecuación química consta de dos miembros separados por una flecha, que indican el sentido de la reacción. Las fórmulas correspondientes a los reactivos se escriben a la izquierda de la fecha, mientras que las fórmulas de los productos se escriben a la derecha. La flecha se interpreta como se convierte(n) en Se convierten en Reactivos productos Si hay más de un reactivo o se forma más de un producto, las fórmulas de cada miembro de la ecuación irán separadas por signos de adición. Por ejemplo: C 3 H 8 + O 2 CO 2 + H 2 O + E Propano oxígeno dióxido de carbono agua energía En algunas ecuaciones es necesario especificar en la ecuación el estado de agregación en el que se encuentran tanto los reactivos como los productos. Así, si se trata de un gas se usa (g), un líquido (l), un sólido (s), una solución (sol) y una disolución acuosa (ac). Por ejemplo: Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl 2(ac) + H 2(g) ACTIVIDAD EN CLASE REPRESENTACIÓN DE LOS FENÓMENOS QUÍMICOS Para trabajar en hojas. P1. Qué es una reacción química? P2. Qué es una ecuación química? P3. Escriba una ecuación y ubique: reactivos, productos, produce, gas, solido, líquido, solución, disolución acuosa, coeficiente estequiométrico. P4. Qué significado tienen las flechas en una ecuación química? P5. Escriba el nombre de los siguientes compuestos, incluidos en las reacciones: Tarea: Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl 2(ac) + H 2(g) KClO 3 KCl + O 2 AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3 Consulte sobre reacciones químicas: P1. R. de composición o síntesis: P2. R. de descomposición o de disociación térmica: P3. R. sustitución o de desplazamiento: P4. R. de doble sustitución. P5. R. de oxidaciónreducción: P6. R. de neutralización: P7. R. reversibles: P8. R. Irreversibles: El número que va antes de la fórmula química se llama coeficiente estequiométrico, y nos indica el número de moles de ese elemento o compuesto que intervienen en la reacción. En la reacción anterior, 1 mol de zinc, sólido, reacciona con 2 moles de ácido clorhídrico, en solución acuosa, para producir 1 mol de cloruro de zinc, en solución, y 1 mol de hidrógeno, gaseoso. Frecuentemente, es necesario especificar que ha ocurrido un cambio de estado, para lo cual se emplean flechas. Así, una flecha hacia arriba () junto al elemento o al compuesto, indica desprendimiento de gas, una flecha hacia abajo () simboliza formación de un precipitado. Por ejemplo, KClO 3 KCl + O 2 AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3 Reacciones y ecuaciones químicas Página 1 de 8
2. CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS Las reacciones químicas se pueden clasificar desde varios puntos de vista. + Teniendo en cuenta los procesos químicos ocurridos. Se clasifican en reacciones de síntesis, de descomposición, de sustitución o de desplazamiento, entre otras. + Teniendo en cuenta el sentido en el que se lleva a cabo una reacción, se clasifican en reacciones reversibles o irreversibles. + Teniendo en cuenta los cambios energéticos producidos, se clasifican en exotérmicas o endotérmicas. 2.1 Reacciones de composición o síntesis Son las reacciones en las cuales dos o más sustancias se combinan para formar una sustancia nueva: H 2(g) + O 2(g) H 2 O (l) HCl (g) + NH 3(g) NH 4 Cl (s) C (s) + O 2(g) CO 2(g) 2.2 reacciones de descomposición o de disociación térmica En estas reacciones los reactivos o reactantes se dividen en sustancias más sencillas, con lo cual el número de moléculas presentes en los productos es mayor que el número de moléculas en los reactivos. KClO 3(s) + calor KCl (s) + O 2(g) CaCO 3(s) + calor CaO (s) + CO 2(g) Cu(NO 3 ) 2(s) + calor NO 2(g) + O 2(g) + CuO (s) 2.3 Reacciones de sustitución o de desplazamiento Son aquellas en las cuales una sustancia simple reacciona con una más completa, desplazando o sustituyendo a uno de sus componentes. HCl (g) + Zn (s) ZnCl 2(ac) + H 2(g 2.4 Reacciones de doble desplazamiento Se presentan cuando las sustancias reaccionantes se disocian en solución acuosa, dando lugar a para de iones, los cuales a su vez, reaccionan entre sí para formar sustancias nuevas, más estables. NaCl (ac) + CaSO 4(ac) Na + + Cl + Ca ++ + SO4 Na 2 SO 4(ac) + CaCl 2(a 2.5 Reacciones de oxido reducción (redox) Las reacciones de oxidaciónreducción se pueden considerar como la suma de dos procesos independientes de oxidación y reducción. La oxidación es el proceso por el cual una especie química pierde electrones, como resultado su número de oxidación se hace más positivo. Por el contrario, la reducción es el proceso mediante el cual una especie química gana electrones, con lo cual el número de oxidación de los átomos o grupos de átomos involucrados se hace más negativo. La oxidación y la reducción son procesos simultáneos, que denominamos conjuntamente procesos redox. Zn (s) + CuSO 4(sol) Cu (s) + ZnSO 4(sol) CuSO 4(sol) Cu ++ (ac) + SO 4 (ac) ZnSO 4(sol) Zn ++ (ac) + SO 4 (ac) Zn + Cu ++ + SO 4 Cu + Zn ++ + SO 4 Zn + Cu ++ Cu + Zn ++ Zn 0 Zn ++ + 2e oxidación: pierde electrones Cu ++ + 2e Cu reducción: gana electrones 2.6 Reacciones de neutralización Son reacciones entre ácidos y bases, en las cuales se produce una sal y agua. HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H 2 O H 2 SO 4(ac) + KOH (ac) K 2 SO 4(ac) + H 2 O (l) HNO 3(ac) + AgOH (ac) AgNO 3(ac) + H 2 O (l) 2.7 Reacciones reversibles Son aquellas reacciones que se realizan simultáneamente en los dos sentidos. Es decir, a medida que se forman los productos, éstos reaccionan entre sí para formar nuevamente los reactivos. Con ello, se crea una situación de equilibrio químico en la cual el flujo de sustancia en ambos sentidos es similar. Este tipo de reacciones se representa con dos medias flechas, que separan los reactivos de los productos. H 2(g) + Cl 2(g) HCl (g) 2.8 Reacciones irreversibles En este caso, los reactivos reaccionan completamente para convertirse en los productos, sin posibilidad de que estos originen nuevamente los reactivos. La reacción se termina cuando se agota al menos uno de los reactivos. Na + H 2 O NaOH + H 2 Reacciones y ecuaciones químicas Página 2 de 8
ACTIVIDAD: CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS Para trabajar en hojas. P1. Escriba al frente de cada ecuación química a qué clase de reacción química corresponde: H 2(g) + O 2(g) H 2 O (l) HCl (g) + NH 3(g) NH 4 Cl (s) C (s) + O 2(g) CO 2(g) 3.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA 3. BALANCEO DE ECUACIONES El químico francés Lavoisier, empleando sistemáticamente la balanza comprobó que la cantidad de materia que interviene en una reacción química permanece constante, antes, durante y después de producida la transformación. Esto quiere decir que en un sistema en reacción, la suma de las masas de las sustancias que intervienen como reactantes es igual a la suma de las masas de las sustancias que aparecen como productos. Este enunciado se conoce como la ley de la conservación de la masa. KClO 3(s) + calor KCl (s) + O 2(g) 3.2 Cómo se balancea una ecuación CaCO 3(s) + calor CaO (s) + CO 2(g) Cu(NO 3 ) 2(s) + calor NO 2(g) + O 2(g) + CuO (s) HCl (g) + Zn (s) ZnCl 2(ac) + H 2(g) NaCl (ac) + CaSO 4(ac) Na + + Cl + Ca ++ + SO4 Na 2 SO 4(ac) + CaCl 2(ac) Zn (s) + CuSO 4(sol) Cu (s) + ZnSO 4(sol) HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H 2 O H 2 SO 4(ac) + KOH (ac) K 2 SO 4(ac) + H 2 O (l) HNO 3(ac) + AgOH (ac) AgNO 3(ac) + H 2 O (l) H 2(g) + Cl 2(g) HCl (g) Na + H 2 O NaOH + H 2 TAREA Consultar sobre: 1. La ley de la conservación de la materia. 2.Los métodos de balancear ecuaciones. M1. Método de inspección simple o de tanteo. M2. Por Oxidoreducción. M3. Por Ionelectrón. Para balancear o equilibrar una ecuación es necesario colocar coeficientes numéricos que antecedan a las fórmulas correspondientes a los reactivos y productos involucrados, de tal manera que al hacer el conteo de los átomos, este número sea igual a ambos lados de la ecuación. HgO (s) Hg (l) + O (g) 4. Métodos para balancear ecuaciones Existen varios métodos para llegar a este resultado, veamos. 4.1 Método de inspección simple o de tanteo Acido clorhídrico más hidróxido de calcio produce cloruro de calcio y agua Paso 1. Identificar los reactivos y los productos de la reacción: HCl + Ca(OH) 2 CaCl 2 + H 2 O Paso 2. Comprobar si la ecuación esta balanceada. Paso 3. Ajustar la ecuación química colocando coeficientes delante de las fórmulas de los reactivos y de los productos. Paso 4. Comprobar que la ecuación haya quedado balanceada. Paso 5. Escribir la ecuación química balanceada. 4.2 Balanceo de ecuaciones por óxido reducción En estas reacciones hay pérdida y ganancia de electrones. Se determinan en el cambio en el número de oxidación. Si considera que un elemento se oxida cuando aumenta su estado de oxidación, o sea, hay pérdida de electrones, mientras que en la reducción hay una disminución en el estado de oxidación, luego hay ganancia de electrones. Reacciones y ecuaciones químicas Página 3 de 8
Desde el punto de vista de transferencia de electrones, un agente oxidante es aquel que es capaz de captar electrones, provocando la oxidación de una sustancia, mientras que un agente reductor es aquel que es capaz de ceder electrones, provocando que otras especies se reduzcan. Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O Fe 0 + C 4+ O 2 Fe 2 3+ + 3e Fe 0 es decir, se redujo C 2+ 2e C 4+ es decir, se oxido Se deben seguir los siguientes pasos: Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 Paso 1. Se escribe la ecuación. Paso 2. Determinar el número de oxidación de los elementos involucrados en la ecuación. Paso 3. Observar cuáles fueron los elementos que experimentan cambios en su estado de oxidación y con ellos plantear semireacciones. Paso 4. Igualar la cantidad de electrones perdidos y ganados. Paso 5. Terminamos por tanteo. EJERCICIO HNO 3 + H 2 S NO + S + H 2 O Paso 1. Se escribe la ecuación. HNO 3 + H 2 S NO + S + H 2 O Paso 2. Determinar el número de oxidación de los elementos involucrados en la ecuación. H 1+ N 5+ O 3 + H 1+ 2 S N 2+ O + S 0 + H 1+ 2 O Paso 3. Observar cuáles fueron los elementos que experimentan cambios en su estado de oxidación y con ellos plantear semireacciones. N 5+ + 3e N 2+ S 2e S 0 Paso 4. Igualar la cantidad de electrones perdidos y ganados. N 5+ + 3e N 2+ x2 S 2e S 0 x3 2N 5+ + 6e 2N 2+ 3S 6e 3S 0 2HNO 3 + 3H 2 S NO + S + H 2 O Paso 5. Terminamos por tanteo. 2HNO 3 + 3H 2 S 2NO + 3S + 4H 2 O EJERCICIO KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O Paso 1. Se escribe la ecuación. KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O Paso 2. Determinar el número de oxidación de los elementos involucrados en la ecuación. KMn 7+ O 4 + Na 2 S 4+ O 3 + H 2 SO 4 K 2 S 6+ O 4 + Mn 2+ SO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O Paso 3. Observar cuáles fueron los elementos que experimentan cambios en su estado de oxidación y con ellos plantear semireacciones. Mn 7+ + 5e Mn 2+ S 4+ 2e S 6+ Paso 4. Igualar la cantidad de electrones perdidos y ganados. Mn 7+ + 5e Mn 2+ x2 S 4+ 2e S 6+ x5 2Mn 7+ + 10e 2Mn 2+ 5S 4+ 10e 5S 6+ 2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O Paso 5. Terminamos por tanteo. 2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + 3H 2 O 4.3 Balanceo de ecuaciones por el método de ion electrón Este método es utilizado particularmente para hallar los coeficientes en una ecuación redox. Paso 1. Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que hayan experimentado cambios en su estado de oxidación. Paso 2. Escribir semireacciones para el agente oxidante y el agente reductor. Paso 3. Igualar cada semireacción en cuanto al número de átomos de cada elemento. Si se trata de soluciones ácidas o neutras, se añade agua e hidrogeno para balancear el oxígeno y el hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno que se encuentra en exceso, en un lado de la ecuación, se agrega una molécula de agua en el otro lado. De la misma forma, se añaden iones hidrógeno para igualar los átomos de hidrógeno. Si la solución es básica, por cada oxígeno en exceso en un lado de la ecuación se añade una molécula de agua en el mismo lado y dos iones hidróxilo en el otro lado. Paso 4. Igualar cada semireacción en cuanto al número de cargas añadiendo electrones en el primer o segundo miembro de la ecuación. Paso 5. Igualar la perdida y ganancia de electrones en ambos lados, multiplicando cada semireacción por los mínimos coeficientes. Reacciones y ecuaciones químicas Página 4 de 8
Paso 6. Sumar las dos semireacciones y simplificar todos los términos comunes en ambos lados de la ecuación resultante. Paso 7. Simplificar los coeficientes, en caso de ser posible. Ejemplo: Paso 1. Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que hayan experimentado cambios en su estado de oxidación. 5H 2 SO 3 + 5H 2 O + 2MnO 4 + 16H + + 10e 5SO 4 + 20H + + 10e + 2Mn 2+ + 8H 2 O Paso 7. Simplificar los coeficientes, en caso de ser posible. 5H 2 SO 3 + 2MnO 4 5SO 4 + 2Mn 2+ + 4H + + 3H 2 O H 2 SO 3 + MnO 4 SO 4 + Mn 2+, en medio ácido Paso 2. Escribir semireacciones para el agente oxidante y el agente reductor. H 2 SO 3 SO 4 MnO 4 Mn 2+ ACTIVIDAD DE CLASE: BALANCEO DE ECUACIONES Paso 3. Igualar cada semireacción en cuanto al número de átomos de cada elemento. Si se trata de soluciones ácidas o neutras, se añade agua e hidrogeno para balancear el oxígeno y el hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno que se encuentra en exceso, en un lado de la ecuación, se agrega una molécula de agua en el otro lado. De la misma forma, se añaden iones hidrógeno para igualar los átomos de hidrógeno. Si la solución es básica, por cada oxígeno en exceso en un lado de la ecuación se añade una molécula de agua en el mismo lado y dos iones hidróxilo en el otro lado. H 2 SO 3 + H 2 O SO 4 + 4H + MnO 4 + 8H + Mn 2+ + 4H 2 O P1. Escriba el enunciado de: la ley de la conservación de la masa. P2. Qué se debe hacer para balancear una ecuación? P3. Escriba los métodos utilizados para balancear una ecuación. P4. Realice el balanceo de las siguientes ecuaciones químicas: P4.1 tanteo: HCl + Ca(OH) 2 CaCl 2 + H 2 O P4.2 Redox: Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O HNO 3 + H 2 S NO + S + H 2 O P4.3 Ion electrón: H 2 SO 3 + MnO 4 SO 4 + Mn 2+, en medio ácido Paso 4. Igualar cada semireacción en cuanto al número de cargas añadiendo electrones en el primer o segundo miembro de la ecuación. H 2 SO 3 + H 2 O SO 4 + 4H + + 2e MnO 4 + 8H + + 5e Mn 2+ + 4H 2 O Paso 5. Igualar la perdida y ganancia de electrones en ambos lados, multiplicando cada semireacción por los mínimos coeficientes. H 2 SO 3 + H 2 O SO 4 + 4H + + 2e x5 MnO 4 + 8H + + 5e Mn 2+ + 4H 2 O x2 Paso 6. Sumar las dos semireacciones y simplificar todos los términos comunes en ambos lados de la ecuación resultante. 5H 2 SO 3 + 5H 2 O 5SO 4 + 20H + + 10e 2MnO 4 + 16H + + 10e 2Mn 2+ + 8H 2 O Reacciones y ecuaciones químicas Página 5 de 8
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS Evaluación valor 30% P1. Escribe las ecuaciones que describen los siguientes procesos: a) Se producen burbujas de gas hidrógeno cuando reacciona el zinc con ácido clorhídrico. b) El óxido de hierro (III) sólido, reacciona con el gas hidrógeno para producir hierro metálico y agua. c) El ácido sulfúrico concentrado reacciona totalmente con cloruro de sodio, produciendo sulfato de sodio y una sustancia gaseosa que produce detonación al acercarle un fósforo o cerilla encendido. d) Se forma precipitado de cromato de plata cuando se hace reaccionar el nitrato de plata con cromato de potasio. P2. Señala cuáles de las siguientes reacciones químicas están correctamente balanceadas y cuáles no: a) 2HCl + Ca(OH) 2 CaCl 2 + 2H 2 O b) 3HNO 3 + Fe Fe(NO 3 ) 3 + H 2 c) KClO 3 KCl + O 2 d) 3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O P3. Para balancear la reacción WHNO 3 + XH 2 S YNO + ZS + H 2 O Encuentra los valores de W,X,Y,Z, que corresponden a los coeficientes de la ecuación balanceada y selecciona la opción correspondiente: a. 2,3,2,3 b. 2,3,3,3 c. 1,3,2,1 d. 1,2,3,4 e. 2,1,2,3 P4. Con base en la siguiente reacción HNO 3 + H 2 S NO + S + H 2 O Indica: a) los números de oxidación de todos los átomos que forman cada elemento o compuesto. b) Los átomos en su número de oxidación. c) El elemento que se oxida y el que se reduce. d) El átomo que gana electrones y aquel que los pierde. e) Los coeficientes apropiados para balancear la ecuación. P5. Balancea las siguientes ecuaciones por el método del ión electrón. a) Fe 2+ + MnO 4 Fe 3+ + Mn 2+ b) H 2 SO 3 + MnO 4 SO 4 + Mn 2+ P7. Verifica en cuál de las siguientes reacciones se cumple la ley de la conservación de la masa. a) CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 b) H 2 + F 2 HF c) H 3 PO 4 + NaOH Na 3 PO 4 + H 2 O d) O 2 + H 2 H 2 O P8. Clasifica las siguientes reacciones de acuerdo con la pérdida o ganancia de electrones. a) Fe 2+ Fe 3+ b) I 1 I 2 0 c) Cu 0 Cu 1+ d) Cl 1 Cl 2 0 p9. Establece la ley de la conservación de la masa, en las siguientes ecuaciones: a) KClO 3 KCl + O 2 b) C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O c) P 2 O 5 + H 2 O H 3 PO 4 P10. Completa las siguientes reacciones teniendo en cuenta su clasificación: a) H 2 O d) CaCO 3 b) H 2 + Cl 2 e) CaO + H 2 O c) HCl + KOH f) BaCO 3 + H 3 PO 4 P11. Balancea por tanteo las siguientes ecuaciones: a) Hidróxido de litio + ácido fosfórico produce fosfato de litio más agua b) Carbonato de magnesio + ácido bórico produce borato de magnesio + ácido carbónico c) Hidróxido de aluminio reacciona con el ácido sulfúrico produce sulfato de aluminio más agua. d) Permanganato de potasio reacciona con el fosfato de calcio para producir fosfato de potasio más permanganato de calcio. P12. Balancea por óxido reducción las siguientes reacciones químicas. Identifica el agente oxidante y el agente Reductor. a) Nitrato de manganeso (II) más trióxido de bismuto y sodio más ácido nítrico producen ácido permangánico más nitrato de bismuto (II) más nitrato de sodio más agua. b) Ácido nítrico más ácido yohídrico produce óxido de nitrógeno (II) más yodo más agua Reacciones y ecuaciones químicas Página 6 de 8
P13. Balancee por el método de ión electrón las siguientes ecuaciones químicas: a) ion ferroso más ion permanganato produce ion ferrico más ion manganeso (II). b) Ion estannoso más ion hipoiodoso produce ion yoduro más agua c) Ion arsenito más ion permanganato produce ion arsenato mas ion de manganeso (II) d) Oxido de manganeso (IV) más oxígeno produce ion permanganato más agua. P5. Encuentra en la siguiente sopa de letras el nombre de siete clases de reacciones químicas y escriba un ejemplo de cada una de ellas. S Q E A S U S T I T U C I O N X B I R A S I O P M X Z P Q U G O I K N T E E E N D O T E R M I C A S O T B C D E S C O M P O S I C I O N E E C N O I C A Z I L A R T U E N S A C I M R E T O X E L M B H K P I O B D Y E O P M A O R Y U E P I S C O M B U S T I O N M L P R T F 5. Las reacciones químicas y la energía. En general los procesos físicos y químicos van acompañados de cambios de energía que pueden manifestarse de diferentes maneras: + C 4 H 10(g) + O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (l) El gas butano arde en el aire. Produce el calor necesario para calentar agua o cocinar. + N 2 H 4(l) + N 2 O 4(l) N 2(g) + H 2 O (l) La reacción entre la hidracina y el tetróxido de dinitrógeno produce la energía mecánica necesaria para elevar un cohete y su carga desde la superficie de la Tierra. + H 2 O (l) H 2(g) + O 2(g) Para descomponer el agua en sus elementos hidrógeno y oxígeno, es necesario suministrar energía, ya sea eléctrica o de otro tipo. Al realizar el proceso opuesto, es decir, la reacción de combustión de hidrógeno gaseoso en presencia de oxígeno para formar agua líquida, ocurre desprendimiento de enormes cantidades de energía en forma de luz y calor. + P 4 S 3(s) + O 2(g) P 4 O 10(s) + SO 2(g) En esta reacción se describe el proceso químico que ocurre cuando arden en el aire las cerillas o fósforos, que contienen trisulfuro de tetrafósforo, generando energía calórica y luminosa. + Pb (s) + PbO 2(s) + H 2 SO 4(ac) PbSO 4(ac) + H 2 O (l) Reacciones químicas de las baterías de plomo se produce energía eléctrica. Cuando se realiza una reacción química no solo hay una transformación de unas sustancias en otras, sino que también ocurre un cambio energético. 5.1 Calor de reacción Siempre que se produce una reacción química se produce un intercambio de energía entre los reactivos, los productos y el medio ambiente. Esta energía se presenta generalmente en forma de calor. (Energía calórica o calorífica), aunque también puede ser luminosa, eléctrica, mecánica, etc. El calor liberado o absorbido durante una reacción química se denomina calor de reacción y se refiere siempre a una cierta cantidad de reactivo o producto. Reacciones y ecuaciones químicas Página 7 de 8
En los laboratorios de química es posible medir el calor de reacción, controlando ciertos parámetros como el volumen y presión, por lo que el valor medido para el calor de reacción suele referenciarse a una cierta presión, que se mantiene constante. 5.2 Unidades para expresar la energía en una reacción Como ya se mencionó, la energía que entra en juego en una reacción química se haya, por lo general, en forma de energía calorífica y en menor medida como energía lumínica o de otro tipo. El calor es una forma de energía asociada con el movimiento de las moléculas Reacciones y ecuaciones químicas Página 8 de 8