REACCIONES QUÍMICAS – INTRODUCCIÓN
Reacción química: proceso de transformación de la materia en el cual una o más
sustancias (reactivos) se transforman en una o más sustancias nuevas (productos).
En toda reacción química las propiedades físicas y químicas de los reactivos son
distintas a las propiedades físicas y químicas de los productos.
Ejemplos:
2H
2
+ O
2
→ 2H
2
O (reacción de combinación)
CaCO
3
→ CaO + CO2 (reacción de descomposición)
CH
4
+ 2O
2
→ CO
2
+ H
2
O (reacción de combustión)
Las reacciones químicas se representan simbólicamente mediante ecuaciones
químicas en las cuales figuran las fórmulas moleculares de reactivos y productos.
ESTRUCTURA DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS
Reacción de formación del hidróxido de sodio a partir de óxido de sodio y agua
representada mediante la siguiente ecuación química:
Na
2
O + H
2
O
→ 2 NaOH
Donde el signo más significa “reacciona con” y la flecha significa “produce”, entonces
esta ecuación se lee de la siguiente manera: el óxido de sodio reacciona con el agua
para producir hidróxido de sodio.
Esta ecuación química balanceada muestra que una molécula de óxido de sodio
reacciona con una molécula de agua para formar dos moléculas de hidróxido de sodio.
Debido a que la relación del número de moléculas es igual a la relación del número de
moles, la ecuación puede leerse como un mol de óxido de sodio reacciona con mol de
agua para dar dos moles de hidróxido de sodio.
Como se conoce la masa de un mol de cada sustancia, la ecuación puede interpretarse
como: 62 gramos de óxido de sodio reaccionan con 18 gramos de agua para formar 80
gramos de hidróxido de sodio
También en una ecuación química podemos informar el estado físico de los reactivos y
productos utilizando las letras (s), (l) y (g) para los estados sólido, líquido y gas
respectivamente. Para representar la disolución de una sustancia sólida en agua se
utilizan las letras (ac). Ejemplos:
2 HgO (s)
→ 2 Hg (l) + O
2
(g)
NaCl (s)
→ NaCl (ac)
BALANCE DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS
En toda reacción química el número de átomos presentes de cada uno de los
elementos que intervienen en la misma debe permanecer constante cumpliendo con
la ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier. Por lo tanto, toda ecuación
química debe estar balanceada o equilibrada lo cual se logra colocando los
coeficientes adecuados en ambos lados de la ecuación.
Para efectuar el balance de una ecuación química utilizaremos el método de prueba y
error:
PASO 1: se identifican los reactivos y productos y se escriben correctamente sus
fórmulas moleculares.
PASO 2: Se comienza el balance de la ecuación colocando diferentes coeficientes para
igualar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación. Este
método resulta más fácil si balanceamos a los elementos de la siguiente manera:
primero balanceamos a los metales y/o no metales, luego a los oxígenos y por último a
los hidrógenos.
PASO 3: Primero se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la
ecuación y con igual número de átomos: las fórmulas que contengan estos elementos
deben tener el mismo coeficiente, por lo tanto, no es necesario balancear dichos
elementos en este momento. A continuación, se buscan los elementos que aparecen
una sola vez en cada lado de la ecuación pero con diferente número de átomos, se
hace entonces, el balance de estos elementos. Por último, se hace el balance de los
oxígenos y de los hidrógenos.
PASO 4: Se verifica que en la ecuación obtenida haya el mismo número de átomos de
cada elemento en ambos lados de la ecuación.
Ejemplo 1: en el laboratorio se pueden obtener pequeñas cantidades de oxígeno
gaseoso calentando clorato de potasio a elevada temperatura, obteniéndose además,
cloruro de potasio.
Paso 1:
KClO
3
→ KCl + O
2
Paso 2 y 3: Se comienza igualando los átomos de K, éstos aparecen una sola vez en
cada lado de la ecuación con igual número de átomos, lo mismo sucede con los átomos
de Cl, por lo tanto el KClO
3
y el KCl deberán tener el mismo coeficiente y estos
elementos quedan balanceados.
El siguiente paso consiste en lograr que el número de átomos de oxígeno sea igual en
ambos lados de la ecuación. Estos átomos se igualan colocando un dos a la izquierda
del clorato de potasio y un tres a la izquierda del oxígeno.
2 KClO
3
→ KCl + 3 O
2
Por último, se igualan los átomos de K y Cl colocando un dos a la izquierda del KCl:
2KClO
3
→ 2 KCl + 3O
2
Paso 4: se verifica que haya igual cantidad de átomos de todos los elementos en
ambos lados de la ecuación.
Ejemplo 2: al reaccionar óxido férrico con agua se produce hidróxido férrico.
Paso 1:
Fe
2
O
3
+ H
2
O
→ Fe (OH)
3
Paso 2 y 3: comenzamos con los átomos de hierro, vemos que en el primer miembro
de la ecuación hay dos átomos y en el segundo miembro hay uno solo. Por lo tanto,
agregamos un dos a la izquierda del hidróxido férrico y quedarán balanceados:
Fe
2
O
3
+ 3 H
2
O
→ 2 Fe (OH)
3
A continuación, tenemos que balancear los átomos de oxígeno. Vemos que en el
primer miembro tenemos cuatro átomos y en el segundo tenemos seis átomos.
Entonces colocando un tres a la izquierda del agua tendremos seis átomos de oxígeno
en ambos lados de la ecuación:
Fe
2
O
3
+
3 H
2
O → 2 Fe (OH)
3
Por último, balanceamos los átomos de hidrógeno, los cuales están balanceados ya
que tenemos seis átomos en cada lado de la ecuación.
Paso 4: se verifica que haya igual cantidad de átomos de todos los elementos en
ambos lados de la ecuación.
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
• De síntesis o combinación
En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan para
producir un solo compuesto.
A + B → AB
(donde A y B pueden ser elementos o compuestos)
Ejemplos:
2 Cl
2
+ 3 O
2
→ 2 Cl
2
O
3
H
2
+ Cl
2
→ 2 HCl
4 Na + O
2
→ 2 Na
2
O
• De descomposición
Estas reacciones son inversas a las de síntesis y son aquellas en las cuales se
forman dos o más productos a partir de un solo reactivo, usualmente
suministrando calor o electricidad.
AB → A + B
(donde A y B pueden ser elementos o compuestos)
Ejemplos:
2 HgO
→ 2 Hg + O
2
2 NaNO
3
→ 2 NaNO
2
+ O
2
(en estos ejemplos para lograr la descomposición se necesita de la acción del calor)
2 H
2
O
→ 2 H
2
+ O
2
2 NaCl
→ 2 Na + Cl
2
(en estos ejemplos se necesita la acción de la electricidad para lograr la
descomposición)
• De sustitución o simple desplazamiento
Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo de un elemento desplaza a un
átomo, menos reactivo, en un compuesto. En general, los metales desplazan
metales (o al hidrógeno de los ácidos) y los no metales desplazan no metales.
AB + C → CB + A
AB + C → AC + B
(donde C es un elemento más reactivo que un metal A o un no metal B)
Ejemplos:
Cu + 2 AgNO
3
→ 2 Ag + Cu (NO
3
)
2
Mg + 2 HCl
→ MgCl
2
+ H
2
• De intercambio o doble desplazamiento
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ion positivo (catión) de un reactivo se
combina con el ion negativo (anión) del otro reactivo y viceversa, ocurriendo así un
intercambio de átomos entre los reactivos.
AB + CD → AD + CB
Ejemplos:
H
2
SO
4
+ Na
2
S
→ Na
2
SO
4
+ H
2
S
NaOH + CuCl
2
→ 2NaCl + Cu (OH)
2
K
2
SO
4
+ BaCl
2
→ BaSO
4
+ 2 KCl (reacción de precipitación)
HCl + NaOH
→ NaCl + H
2
O (reacción de neutralización)
• De combustión
Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que
contiene carbono e hidrógeno) reacciona completamente con el oxígeno dando
dióxido de carbono y agua como producto de combustión.
Ejemplos:
C
3
H
8
+ 5 O
2
→ 3 CO
2
+ 4 H
2
O
C
2
H
5
OH + 3 O
2
→ 2CO
2
+ 3 H
2
O
C + O
2
→ CO
2
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