Tipos de reacciones quimicas

PRÁCTICA Nº 5

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

I. OBJETIVOS

• Identificar las reacciones químicas de acuerdo a las definiciones dadas en la complementación teórica.

• Diferenciar entre cambio químico y cambio físico.

II. PRINCIPIOS TEÓRICOS

2.1 REACCION QUÍMICA:

Proceso en el que una o más sustancias (los reactivos) se transforman en otras sustancias diferentes (los productos) de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.

La importancia de dichas reacciones es notoria en muchos aspectos de la vida diaria en fenómenos tales como explosiones; procesos vitales tales como alimentación, respiración etc. Todas las sustancias que a diario utilizamos son o fueron producto de reacciones químicas.

2.2 CLASIFICACION DE LA REACCIONES QUIMICAS:

a) POR SU MECANISMO

1. REACCION DE COMPOSICIÓN O SÍNTESIS: En las reacciones de síntesis o composición es donde dos reactantes se combinan para formar un solo producto. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos, por ejemplo:

A+ B----------------- C

Por Ejemplo:

2H2 + O2 2H2O (ac)

En esta fórmula se mezclan 2 moles de hidrogeno con 2 moles de oxigeno reacciona produciendo 2 moles de agua.

2. REACCION DE DESCOMPOSICION O ANÁLISIS: Este tipo de reacción es contraria a la de composición o síntesis ya que en esta no se unen 2 o más moléculas para formar una sola, sino que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias moléculas más sencillas, por ejemplo:

AB----------------- A + B

Por Ejemplo:

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

En esta fórmula una 2 molécula de óxido de mercurio sólido se descomponen o dividen para formar 2 moléculas de mercurio y una de oxígeno, las cuales son más sencillas que la primera.

3. REACCION DE DESPAZAMIENTO O SUTITUCION: En este tipo de reacción, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto, su ecuación general es:

AB + C----------------- CB + A

Por Ejemplo:

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

En esta reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de hierro y cobre.

4. REACCION DE DOBLE SUTITUCION O DOBLE DESPLAZAMIENTO: Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos

AB + CD----------------- AC + BD

Por Ejemplo:

K2S + MgSO4 K2SO4 + MgS

En esta reacción 1 mol de sulfuro de potasio reaccionan con sulfato de magnesio para formar sulfato de potasio y sulfuro de magnesio.

Es difícil encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse correctamente como de doble sustitución.

b) POR SU REACTIVIDAD

1. REACCIONES REVERSIBLES: Son aquellas reacciones que se desarrollan en ambos sentidos, generalmente se dan en sistemas cerrados, por ejemplo:

I2 + H2 2 HI

2. REACCIONES IRREVERSIBLES: Son aquellas que se generan en un solo sentido, por ejemplo la combustión del carbón, generalmente se dan en sistemas abiertos.

C + O2 CO2

c) POR SU INTERCAMBIO ENERGÉTICO

1. REACCIÓN ENDOTÉRMICA.- Son aquellas reacciones que absorben calor o que necesitan energía para que ejerzan su actividad, por ejemplo:

N2(g) + O2(g) 2 NO (g) ∆H = 180.60 KJ/mol

Donde ∆H, significa calor a presión constante cuyo nombre técnico es ENTALPIA, observe que DH es mayor a cero.

2. REACCIÓN EXOTÉRMICA.- Son aquellas reacciones que liberan calor al medio ambiente, por ejemplo:

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O ∆H = -74.85 KJ/mol

Observe que DH es menor a cero o es un número negativo.

d) POR EL CAMBIO DE ESTADO DE OXIDACIÓN

1. REACCIÓN DE OXIDACIÓN.- Son aquellas reacciones donde se manifiesta pérdida de electrones, por ejemplo en la reacción:

Mg + 2 HCl MgCl2 + H2

El magnesio cambia su estado de oxidación de 0 a +2; con la consecuente

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