Reacciones Quimicas

4.1 COMBINACION

De síntesis o combinación

Es un fenómeno químico, y a partir de dos o más sustancias se pueden obtener otra (u otras) con propiedades diferentes. Para que tenga lugar, debemos agregar las sustancias a combinar en cantidades perfectamente definidas, y para producirse efectivamente la combinación se necesitará liberar o absorber calor (intercambio de energía).

La combinación del hidrógeno y el oxígeno para producir agua y la del hidrógeno y nitrógeno para producir amoníaco son ejemplos

2H2 + O2 —› 2 H2 O formación de agua

3 H2 + N2 —› 2 N H3 formación de amoníaco

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 DESCOMPOSICION

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 loselementos que lo constituyen.

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

Procesos de descomposición

Salvo en los casos de moléculas muy pequeñas, el proceso de descomposición es, en general, muy complejo y no está bien definido. Es muy frecuente que una molécula pueda dividirse en un conjunto de fragmentos más pequeños, con diferentes modos de separación. Esta característica es utilizada en ciertas técnicas analíticas, sobre todo laespectrometría de masas, el análisis gravimétrico tradicional y el análisis termogravimétrico. Se somete a un compuesto a un proceso de descomposición y se analizan los fragmentos resultantes; tras su reconocimiento se puede inferir la estrucutura de la molécula inicial.

Dentro de este tipo de complicados procesos de descomposición se encuentran los procesos de formación del suelo en los que se va disgregando y transformando la roca madre; la descomposición de restos biológicos (residuos de animales y plantas...) que convierten las complejas moléculas orgánicas en unidades más sencillas que pueden ser de nuevo asimiladas por los organismos vivos (véase ciclo del carbono); o los procesos que intervienen en la digestión en la cual los nutrientes se descomponen en sustancias más simples capaces de ser asimiladas por las células.

4.3 SUSTITUCION (Simple y doble)

De doble sustitución o de intercambio

En este tipo de reacciones se intercambian los patrones de cada compuestos, ejemplo

2 CuOH + H2SO4 ——› Cu2 SO4 + 2H2O

3BaCl2(ac) + Fe2(SO4)3 (ac) ——› 3BaSO4 + 2FeCl2 (ac)

Agua: reacción química de síntesis.

Reactantes y productos

Para entenderlas y analizarlas, las reacciones químicas se representan, como ya vimos en los ejemplos anteriores, mediante ecuaciones químicas.

Una ecuación química es la representación escrita de una reacción química. En toda reacción química debemos distinguir los reactantes y los productos.

Los reactantes son sustancias que al combinarse entre ellas a través de un proceso llamado reacción química forman otras sustancias diferentes conocidas como productos de la reacción.(Ver: Velocidad de una reacción química)

En una ecuación química, los reactantes y productos se escriben, respectivamente, a la izquierda y a la derecha, separados mediante una flecha. El sentido de la flecha indica el transcurso de la reacción y debe leerse como: da origen a

Reactantes ——› dan origen a Productos

Tomaremos como ejemplo el agua, las sustancias reactantes son el hidrógeno (cuya fórmula es H2) y el oxigeno (cuya fórmula es O2), al combinarlas se produce una reacción química y obtenemos como producto el agua:

Dos moléculas de hidrógeno (2H2) reaccionan con una molécula de oxigeno (O2) para formar dos moléculas de agua (2H2O).

Reacción química aeróbica:Es un proceso que requiere de la presencia del oxígeno para llevar a cabo la producción de energía.

Reacción química anaeróbica:Es un proceso que a diferencia del aeróbico, se lleva a cabo en ausencia de oxígeno.Cuando hacemos ejercicio aeróbico (correr, nadar por tiempo prolongado, etc.) la energía la obtenemos por medio del oxígeno que respiramos. El oxígeno llega a las fibras musculares a través de la sangre, donde se produce una serie de reacciones químicas con los nutrientes que nos entregan los alimentos, produciéndose la energía.Cuando hacemos ejercicio anaeróbico (saltos, levantar pesas, carreras cortas y rápidas, etc.) necesitamos energía en un corto periodo de tiempo, y esta la obtenemos por medio de los hidratos de carbono y las grasas, que al descomponerse químicamente suministran la energía anaeróbica, llamada de esta manera porque toda esta reacción química se produce sin la presencia de oxígeno.

4.4 NEUTRALIZACION

Las reacciones de neutralización, son las reacciones entre un ácido y una base, con el fin de determinar la concentración de las distintas sustancias en la disolución.

Tienen lugar cuando un ácido reacciona totalmente con una base, produciendo sal y agua. Sólo hay un único caso donde no se forma agua en la reacción, se trata de la combinación de óxido de un no metal, con un óxido de un metal.

Ácido + base → sal + agua

Por ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Las soluciones acuosas son buenas conductoras de la energía eléctrica, debido a los electrolitos, que son los iones positivos y negativos de los compuestos que se encuentran presentes en la solución.

Una buena manera de medir la conductancia es estudiar el movimiento de los iones en una solución.

Cuando un compuesto iónico se disocia enteramente, se le conoce como electrolito fuerte. Son electrolitos fuertes por ejemplo el NaCl, HCl, H2O (potable), etc, en cambio, un electrolito débil es aquel que se disocia muy poco, no produciendo la cantidad suficiente de concentración de iones, por lo que no puede ser conductor de la corriente eléctrica.

Cuando tenemos una disolución con una cantidad de ácido desconocida, dicha cantidad se puede hallar añadiendo poco a poco una base, haciendo que se neutralice la disolución.

4.5 OXIDO-REDUCCION

Reacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.

Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados.

Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:

Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.

Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno.

Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:

Si el elemento cambia su número

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