Practica 5

Práctica N. 6 CLASIFICACIÓN DE REACCIONES QUÍMICAS

1. OBJETIVOS

1. Reconocer la ocurrencia de una reacción química a través de evidencias experimentales.

2. Identificar en el laboratorio diferentes clases de reacciones químicas

3. Expresar la ecuación química balanceada de cada reacción, identificando el estado de oxidación de las sustancias participantes.

2. MARCO TEÓRICO

Una reacción química (o cambio químico) es un proceso en el que un conjunto de sustancias denominadas reactivos se transforman en un nuevo conjunto de sustancias denominadas productos. En este proceso, una o varias sustancias desaparecen para formar una o más sustancias nuevas y estos cambios químicos se expresan a través de ecuaciones químicas.

Por ejemplo, el hidrógeno gaseoso (H2) puede reaccionar con oxígeno gaseoso (O2) para dar agua (H2O). La ecuación química para esta reacción se escribe:

2 H2(g) + O2(g) 2 H20(l)

El signo “+” se lee como “reacciona con”, la flecha significa “produce”. Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida (reactivos). A la derecha de la flecha están las fórmulas químicas de las sustancias producidas (productos). Los números situados al lado de las fórmulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).

Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la Conservación de la Masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en un reordenamiento de átomos y enlaces. Por lo tanto, una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada. También hay que tener presente la ley de conservación de cargas.

2 H2 + O2

2 H20

2 moléculas + 1 molécula

2 moléculas

2 moles + 1 mol

2 moles

2*(2.02 g) = 4.04g + 32.00 g

2*(18.02 g) = 36.04 g

36.04 g de reactivos

36.04 g de producto

No siempre los procesos que ocurren en una reacción son observables directamente. ¿Cómo sabemos entonces que ocurre un cambio químico? Podemos sugerir que se ha formado una nueva especie cuando ocurran variados procesos, como por ejemplo:

a. Formación de un precipitado

b. Desprendimiento de una sustancia gaseosa

c. Cambio de color

d. Cambio de temperatura en el medio de reacción

De forma general podemos observar algunos tipos importantes de reacciones químicas y dado que existen varios tipos de clasificaciones propuestas, una reacción puede incluirse en varias de ellas.

REACCIÓN DE SÍNTESIS O UNIÓN DIRECTA

En este tipo de reacciones los reactivos son dos o más sustancias y el producto es otra sustancia más compleja.

a. Elemento más elemento Compuesto 1

2 Mg + O2 2 MgO

b. Elemento más compuesto 1 Compuesto 2

O2 + 2 NO 2 NO2

c. Compuesto 1 más compuesto 2 Compuesto 3

BaO + CO2 BaCO3

En los dos primeros casos se evidencia un cambio de número de oxidación de reactivos a productos en los diferentes elementos involucrados y en consecuencia también podrían clasificarse como de óxido-reducción.

REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN

Las reacciones de descomposición son aquellas en que un compuesto se descompone en moléculas o elementos mas sencillos, para producir:

a. Dos elementos

Mediante descomposición térmica o electrolítica es posible obtener elementos como productos. Algunos óxidos metálicos, como el óxido de mercurio (II), se descompone al calentarse para producir oxígeno y mercurio:

2 HgO(s) 2 Hg(l) + O2(g)

b. Uno o más elementos y uno o más compuestos

2 KCl(s) 2 K(s) + Cl2(g)

c. Dos o más compuestos

2 CaCO3(s) Δ CaO(s) + CO2(g)

REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO

En estas reacciones un elemento reemplaza a otro que forma parte de un compuesto. Existen condiciones especiales para dicho desplazamiento; los metales activos desplazan a metales menos activos o al hidrógeno de sus compuestos en soluciones acuosas. Los metales activos son los que tienen baja energía de ionización y pierden con facilidad electrones para formar cationes. Cualquier metal que se encuentre por arriba del hidrógeno en la serie, al ser añadido a soluciones de ácidos no oxidantes se disuelve para producir hidrógeno y formar una sal. También los metales están ordenados de mayor a menor actividad. Es decir un metal cualquiera siempre será desplazado por otro que se ubique sobre él (ver Tabla 1).

1. Metal activo + sal de metal menos activo metal menos activo + sal de metal

2 AgNO3(ac) + Cu(s) 2 Ag(s) + Cu(NO3)2(ac)

En esta reacción el cobre es más activo que la plata, por lo cual desplaza y toma su lugar en la sal.

2. Metal activo + ácido hidrógeno + sal de ácido

Un método como para preparar hidrógeno es la reacción de metales activos con ácidos como HCl y el H2SO4.

Mg(s) + HCl(ac) MgCl2(ac) + H2(g)

Al disolver zinc en ácido sulfúrico o clorhídrico, la reacción produce sulfato o cloruro de zinc, respectivamente, y se desplaza hidrógeno del ácido al desprender en forma de burbujas el H2 gaseoso.

3. Todos los metales alcalinos y algunos alcalinotérreos, que son los más reactivos de los elementos metálicos, desplazan al hidrógeno del agua fría.

Ca(s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(s) + H2(g)

Tabla 1. Reactividad de metales

Elemento Forma Común Reducida Forma Común Oxidada

Li Desplaza hidrógeno

de

ácidos no oxidantes Desplaza hidrógeno

de

vapor Desplaza hi

drógeno

de

agua fría Li Li+

K K K+

Ca Ca Ca2+

Na Na Na+

Mg

Mg Mg2+

Al Al Al3+

Mn Mn Mn2+

Zn Zn Zn2+

Cr Cr Cr3+, Cr6+

Fe Fe Fe2+, Fe3+

Cd

Cd Cd2+

Co Co Co2+

Ni Ni Ni2+

Sn Sn Sn2+, Sn4+

Pb Pb Pb2+, Pb4+

H (un no metal) H2 H+

Sb (un metaloide) Sb Sb3+

Cu Cu Cu+, Cu2+

Hg Hg Hg22+, Hg2+

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