Quimica Unidad 4

REACCIONES QUIMICAS

Desde un punto de vista de la química inorgánica se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos: reacciones ácido-base o de neutralización (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos clasificarlas de acuerdo con el mecanismo de reacción y tipo de productos que resulta de la reacción. En esta clasificación entran las reacciones de síntesis (combinación), descomposición, de sustitución simple, de sustitución doble:

Características de las reacciones químicas

A. La o las sustancias nuevas que se forman suelen presentar un aspecto totalmente diferente del que tenían las sustancias de partida.

B. Durante la reacción se desprende o se absorbe energía:

 Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la reacción.

 Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de la reacción.

C. Se cumple la ley de conservación de la masa: la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto es así porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se reordenan en una disposición distinta.

4.1-Reacción de síntesis o reacción de combinación

Una reacción de síntesis o reacción de combinación es un proceso elemental en el que dos sustancias químicas reaccionan para generar un solo producto. Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo. La siguiente es la forma general que presenta este tipo de reacciones:

• A+B → AB

Donde A y B representan cualquier sustancia química.

Algunas reacciones de síntesis se dan al combinar un óxido básico con agua, para formar un hidróxido, o al combinar el óxido de un no metal con agua para producir un oxi-ácido.

Ejemplos:

Na2O(s) + H2O(l) → 2Na(OH)(ac)

SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(ac)

Otras reacciones de síntesis se dan al combinar un no metal con hidrógeno, para obtener un hidrácido.

Ejemplo:

Cl2(g)+ H2(g) → 2HCl(g)

La oxidación de un metal, también es una reacción de síntesis o de combinación.

Ejemplo:

4Na(s) + O2(g) → 2Na2O(s)

4.2-Reacción de descomposición o análisis

La descomposición química es un proceso que experimentan algunos compuestos químicos en el que, de modo espontáneo o provocado por algún agente externo, a partir de una sustancia compuesta se originan dos o más sustancias de estructura química más simple. Es el proceso opuesto a la síntesis química.

La ecuación química generalizada de una descomposición química es:

AB → A + B, o bien, Reactivo → A + B +...

Un ejemplo específico es la electrólisis de agua que origina hidrógeno y oxígeno, ambos en estado gaseoso:

2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g)

La descomposición química es, con frecuencia, una reacción química no deseada, pues la estabilidad de un compuesto es siempre limitada cuando se le expone a condiciones ambientales extremas como el calor, la electricidad, las radiaciones, la humedad o ciertos compuestos químicos (ácidos, oxidantes, etc.). Los casos más frecuentes de descomposición son la descomposición térmica o termólisis, la electrólisis y la hidrólisis. La descomposición química total de un compuesto origina los elementos que lo constituyen.

Una definición más amplia del término descomposición también incluye la separación de una fase en dos o más fases.

4.3-Reacción de desplazamiento o sustitución

En general se presenta cuando un elemento químico más activo o más reactivo desplaza a otro elemento menos reactivo que se encuentra formando parte de un compuesto; el elemento que ha sido desplazado queda en forma libre.

En el caso de los metales, los más activos son los metales alcalinos y metales alcalinos térreos.

En el caso de los no metales, los más reactivos son algunos halógenos: Fl2, Cl2, Br2; además del oxígeno y el fósforo.

Donde el elemento A es más activo o de mayor reactividad que el elemento B

Ejemplos:

4.3.1-Reacción de doble sustitución o doble desplazamiento

También llamada de doble descomposición o metátesis, es una reacción entre dos compuestos que generalmente están cada uno en solución acuosa. Consiste en que dos elementos que se encuentran en compuestos diferentes intercambian posiciones, formando dos nuevos compuestos. Estas reacciones químicas no presentan cambios en el número de oxidación o carga relativa de los elementos, por lo cual también se le denominan reacciones NO – REDOX.

Ejemplos:

En reacciones de precipitación se producen sustancias parcialmente solubles o insolubles, los cuales van al fondo del recipiente donde se realiza la reacción química. Los precipitados por lo general presentan colores típicos, razón por la cual son usados en química analítica para reconocimiento de elementos y compuestos.

4.4-Reacción de neutralización

Son aquellas en las que un ácido reacciona con una base (HIDROXIDO) para dar sal correspondiente y agua. EJ:

HCL + NaOH ---- NaCL + H2O 2.2.6

Cuando entran en reacción un ácido (por ejemplo, HCl) y una base (NaOH), el primero se disocia liberando H+ y Cl-, mientras que el segundo se disocia en Na+ y OH-. Los iones Cl- y Na+ se unen formando una nueva sustancia neutra (en este caso NaCl), llamada sal y los iones H+ y OH- se unen por su parte para forman H2O, es decir, agua.

acido + base → sal + agua

4.5-Reacción de Óxido-Reducción

Son aquellas en las que se produce un cambio en el número de oxidación

(Valencia) de un elemento EJ: 2Fe + 6HCL ---- 2FeCL + 3H2

4.6-Aplicaciones

En todo ocurren reacciones químicas, inclusive nosotros mismos las producimos, al comer, al respirar etc.

Las reacciones químicas que se producen en la naturaleza son importantes, porque permiten la transformación constante de la materia así cumpliendo con la ley de Lavoisier, además de ayudarnos a vivir, las reacciones químicas han ayudado a la mejor calidad de los seres vivos inclusive a la economía mundial.

Algunos ejemplos de ellas:

Fotosíntesis:

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