REACCIONES QUIMICAS TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

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1 Universidad Católica Andrés Bello Facultad de Ingeniería Departamento de Química Prof. Ana M. Itriago REACCIONES QUIMICAS El estudio de las reacciones químicas es de vital importancia no solo como ciencia sino por su amplia aplicación en la industria y en muchas disciplinas relacionadas con la química, biología, diferentes ramas de la Ingeniería, Medicina, etc. Las reacciones químicas son representadas a través de una ecuación química, y nos proporciona las sustancias que reaccionan (reactivos) y los productos que se forman. Así mismo indican las cantidades de todas las sustancias que intervienen en la reacción. Durante las reacciones químicas se rompen enlaces y se forman nuevos enlaces Los reactivos (lado izquierdo) están separados de los productos (lado derecho) por una flecha. Los reactivos y productos suelen estar como sólidos(s), líquidos (l), gases (g) o en solución acuosa (ac). Las reacciones químicas deben ser balanceadas debido a la Ley de Conservación de la masa (Lavoisier): Los átomos no se crean ni se destruyen. El numero de átomos de cada elemento en los reactivos y productos deben ser iguales. Así mismo la masa de los reactivos debe ser igual a masa de los productos. 1. REACCIONES DE COMBINACIÓN: TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS En este tipo de reacciones, llamadas también de síntesis, se combinan dos reactivos para formar un producto. Forma general de la ecuación es: A+ B elementos y compuestos y AB es un compuesto. Ejemplos: AB, donde A y B pueden ser Metal + Oxígeno Óxido metálico 2 Mg(s) + O 2 (g) 2MgO(s) Magnesio Oxígeno Oxido de magnesio No Metal + Oxígeno Óxido no metálico N 2 (s) + O 2 (g) 2NO(g) Nitrógeno Oxígeno Monóxido de nitrógeno Metal + No metal Sal 2Al (s) + 3Br 2 (l) 2AlBr 3 (s) Aluminio Bromo Bromuro de aluminio Oxido metálico + agua Hidróxido metálico

2 CaO(s) + H 2 O (l) Oxido de Agua Calcio Ca(OH) 2 (ac) Hidróxido de calcio Oxido no metálico + agua Oxiácido SO 3 (g) + H 2 O (l) Trióxido Agua de azufre H 2 SO 4 (ac) Ácido sulfúrico 2. REACCIONES DE DESCOMPOSICION. Una sola sustancia se rompe o se descompone produciendo dos o más sustancias distintas. Forma general de la ecuación es: AB A + B, donde AB es un compuesto y A y B pueden ser compuestos o elementos. o. Ejemplos: Descomposición de óxidos metálicos. 2HgO (s) 2Hg(l) + O 2 (g) Oxido de mercurio Mercurio Oxígeno Descomposición de carbonatos y bicarbonatos. a) CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) Carbonato de Oxido Dióxido de carbono de calcio de calcio b) 2NaHCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O (g) Bicarbonato Carbonato Dióxido Agua de sodio de sodio de carbono Otras reacciones de descomposición: a) 2KClO 3 (s) 2KCl(s) + 3O 2 (g) Clorato de Cloruro Oxígeno Potasio de potasio b) 2H 2 O 2 (1) 2H 2 O (l) + O 2 (g) Peróxido de Agua Oxígeno Hidrógeno

3 3. REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE Un elemento reacciona con un compuesto para reemplazar un elemento del compuesto, produciendo un elemento diferente y un compuesto también diferente. Forma general de la ecuación es: A + BC B + AC o A + BC C + BA Ejemplos: Metal + Acido Hidrógeno + Sal Zn(s) + 2HCl (ac) H 2 (g) + ZnCl 2 (ac) Zinc Acido clorhídrico Hidrógeno Cloruro de Zinc Metal + Agua Hidrógeno + Hidróxido del metal 2Na(s) + 2H 2 O (l) H 2 (g) + 2 NaOH(ac) Sodio Agua Hidrógeno Hidróxido de sodio Metal + Sal Metal + Sal Fe(s) + CuSO 4 (ac) Hierro Sulfato cuproso Cu(s) + FeSO 4 (ac) Cobre Sulfato ferroso Halógeno + Sal(halogenuro) Sal(halogenuro) + Halógeno Cl 2 + 2NaBr(ac) 2NaCl(ac) + Br 2 (l) Cloro Bromuro de sodio Cloruro de sodio Bromo Desplazamiento del hidrógeno de ácidos. Ni(s) + 2HCl(ac) H 2 (g) + NiCl 2 (ac) Níquel Ácido clorhídrico Hidrógeno Cloruro de níquel 4. REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO. Dos compuestos intercambian parejas entre sí para producir dos compuestos diferentes. Forma general de la reacción es: AB + CD AD + BC Estas reacciones van acompañadas de evidencias físicas: desprendimiento de calor, formación de un precipitado insoluble, desprendimiento de un gas y cambios de color, que indican que la reacción ha ocurrido Ejemplos: Reacciones de neutralización ácido base (Desprendimiento de calor, que se siente al tocar el recipiente): Acido + Base Sal + Agua a) HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H 2 O(l) Ácido Hidróxido Cloruro de Agua Clorhídrico de sodio sodio

4 b) 2NaOH(ac) + H 2 SO 4 (ac) Na 2 SO 4 (ac) + 2H 2 O(l) Hidróxido Ácido sulfúrico Sulfato de Agua de sodio sodio Formación de un precipitado insoluble. a) NaCl(ac) + AgNO 3 (ac) AgCl(s) + NaNO 3 (ac) Cloruro de Nitrato de Cloruro de Nitrato Sodio plata plata de sodio b) Pb(NO 3 ) 2 (ac) + 2KI(ac) PbI 2 (s) + 2KNO 3 (ac) Nitrato de Ioduro de Ioduro de Nitrato de plomo(ii) potasio plomo potasio c) BaCl 2 (ac) + Na 2 SO 4 (ac) BaSO 4 (s) + 2NaCl(g) Cloruro de bario Sulfato de sodio Sulfato de bario Cloruro de sodio Desprendimiento de un gas. H 2 SO 4 (ac) + NaCl(s) NaHSO 4 (ac) + HCl(g) Ácido Cloruro Sulfato Cloruro de hidrógeno Sulfúrico de sodio àcido de sodio Se pueden producir gases indirectamente. Hay compuestos inestables que se forman en una reacción de doble desplazamiento, como por ejemplo el H 2 CO 3, NH 4 OH. a) 2HCl(ac) + Na 2 CO 3 (ac) 2NaCl(ac) + H 2 CO 3 (ac) 2NaCl(ac) + H 2 O(l) + CO 2 (g) Ácido Carbonato Cloruro Ácido Cloruro Agua Dióxido Clorhídrico de sodio de sodio carbónico de sodio de carbono b) NH 4 Cl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + NH 4 OH(ac) NaCl(ac) + H 2 O(l) + NH 3 (g) Cloruro de Hidróxido Cloruro Hidróxido Cloruro Agua Amoníaco Amonio de sodio de sodio amonio de sodio Cambio de color: Fe(NO) 3 (ac) + KSCN(ac) Fe(SCN) 3 (ac) + KNO 3 Nitrato férrico Tiocianato Tiocianato Nitrato de (incoloro) de potasio(incoloro) de hierro(rojo) potasio 5. REACCIONES DE COMBUSTIÓN. a) CH 4 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O(g) Metano Oxígeno Dióxido Agua de carbono b) C 12 H 22 O 11 (s) + 12O 2 (g) 12CO 2 (g) + 11H 2 O(g) Sacarosa Oxígeno Dióxido Agua (azúcar) de carbono

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