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31/08/2015
¿Porqué estudiamos las reacciones?
 Primero: examinarlas y familiarizarnos con las
reacciones químicas y sus ecuaciones
balanceadas.
 Segundo: pensar en cómo podríamos predecir
los productos de algunas de estas reacciones
conociendo únicamente sus reactivos.
Reacciones químicas
La clave para predecir los productos formados por una
combinación dada de reactivos es reconocer patrones
generales de reactividad química.
Reconocer un patrón de reactividad hace que nuestra
comprensión sea más amplia que si nos limitamos a
memorizar un gran número de reacciones sin relación entre sí.
Dra. Patricia Satti, UNRN
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REACCIONES QUÍMICAS
Tipos de reacciones químicas
Dra. Patricia Satti, UNRN
REACCIONES QUÍMICAS
Tipos de reacciones químicas
 La clasificación de las reacciones químicas en general no es
excluyente, por eso una reacción química puede a veces ser
p de la clasificación. En la mayoría
y
incluida en varios de los tipos
de los textos, las reacciones se clasifican en
Si
Simple
l Desplazamiento
D
l
i t
 Reacción de Simple Desplazamiento
 Reacción de Doble Desplazamiento
 Reacción de Combinación o Síntesis
 Reacción de Descomposición
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Doble Desplazamiento
REACCIONES QUÍMICAS
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Simple Desplazamiento
Simple Desplazamiento
 Un elemento desplaza a otro elemento en un
 En las reacciones de simple desplazamiento un
compuesto:
Zn + 2 HCl
metal en estado fundamental o no combinado
desplaza a otro metal de un compuesto debido a
que tiene una mayor actividad química.
 Series de Actividad:
ZnCl2 + H2
 Es una serie de metales “arreglados” por orden
de reactividad química
química.
 Los metales por debajo del hidrógeno en la serie
de actividad no reaccionan con ácidos.
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REACCIONES QUÍMICAS
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REACCIONES QUÍMICAS
Serie de actividad
Aplicación del concepto de actividad
 Los elementos más activos desplazan de los
compuestos a los menos activos.
 Metales activos: Incluye la mayoría de metales de los
Zn(s) + CuCl2(ac)
Cu(s) + ZnCl2(ac)
Cu(s) + ZnCl2(ac)
Zn(s) + CuCl2(ac)
Zn(s) + HCl(ac)
H2(g) + ZnCl2(ac)
Más activo
K
Na
Ca
Mg
Al
Zn
Fe
Ni
Sn
Pb
H
Cu(s) + HCl(ac)
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H2(g) + CuCl2(ac)
Cu
Ag
Au
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grupos I, II.
Li> K> Ba> Sr> Ca> Na
 Los metales activos reaccionan directamente con el agua:
2Na + 2H2O(l)
→
2NaOH(ac) + H2(g)
 Serie de actividad para no-metales:
F
Cl
Br
I
Más
activo
Cl2(g) + 2NaBr(ac)
Cl2(g) + NaF(ac)
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→
2NaCl(ac) + Br2(l)
→ No Reaccionan
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Ejemplo: sustitución del hidrógeno del ácido por
hierro
 Metal y una solución acuosa
Cu(s) +
metal1
2AgNO3(ac →
solución acuosa1
2Ag(s) +
metal2
Cu(NO3)2(ac)
solución acuosa2
 Metal y ácido en solución acuosa
Fe(s) + H2SO4(ac) →
metal
ácido acuoso
FeSO4(ac)
+ H2(g)
solución acuosa hidrógeno gas
 Metal
M t l activo
ti y agua
Ca(s) + 2H2O(l)
metal
agua
→
Ca(OH)2(ac) +
hidróxido de metal
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H2(g)
hidrógeno gas
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Sustitución del hidrógeno del agua por el
sodio
Sustitución de Ag por Cu
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Reacciones de Neutralización
Doble Desplazamiento
 Hay un intercambio entre elementos de dos
compuestos:
H2SO4 + 2NaOH
NaSO4 + 2H2O
 Una reacción de neutralización es un caso especial de
reacción de doble desplazamiento.
 En una reacción de neutralización, un ácido fuerte y una
base fuerte reaccionan para formar un compuesto iónico
(sal) y agua.
 Según la definición original de ácido – sustancia que libera
iones hidrógeno H+.
 Según la definición original de Base – sustancia que libera
iones OH-.
HCl(ac) +
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Reacciones de Neutralización
NaOH(ac)
( )
→
→
NaCl(ac) + H2O(l)
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Reacciones de Precipitación
 Una reacción de neutralización es un caso especial de reacción
de doble desplazamiento
HCl(ac)
( )+
NaOH(ac)
NaCl(ac)
( ) + H2O(l)
 Se produce cuando se mezclan soluciones que
reaccionan para formar un sólido insoluble.
AgNO3(ac)
3( ) + NaCl(ac)
( )
→ AgCl(s)
( ) + NaNO3(aq)
3( )
Ecuación iónica completa
Reacciones de Formación de gas
H+(ac)+ Cl-(ac)+ Na+(ac)+ OH-(ac) → Na+(ac)+ Cl-(ac) + H2O(l)
 Otro tipo de reacción de doble desplazamiento comprende
Ecuación iónica neta
Iones no
participantes o
espectadores
H+(ac)+ OH-(ac) → H2O(l)
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la formación de sustancias no ionizadas, como el agua y el
dióxido de carbono. Por ejemplo, cualquier carbonato, aún
en estado sólido o en solución acuosa, reacciona con un
ácido para formar agua y dióxido de carbono, más una sal,
según la siguiente ecuación:
CaCO3(ac) + 2HCl(ac) → CaCl2(s) + H2O (l) + CO2(g)
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Reacciones de Precipitación
 Se produce cuando se mezclan soluciones de dos
electrolitos fuertes y reaccionan para formar un sólido
insoluble.
 Si no se forma un precipitado no hay reacción.
reacción Esto
se puede preveer de acuerdo a las reglas de
solubilidad.
AgNO3(ac) + NaCl(ac)
Tipos de reacciones químicas
Combinación
→ AgCl(s) + NaNO3(aq)
Ecuación iónica completa
Ag+(ac)+NO3-(ac)+Na+(ac)+ Cl-(ac) → Na+(ac)+NO-3(ac)+ AgCl(S)↓
Ecuación iónica neta
Descomposición
Iones espectadores
Ag+(ac)+ Cl-(ac) → AgCl(S) ↓
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Tipos de reacciones químicas
 Reacción de Combinación o Síntesis
A+Z
→
AZ
 Reacción de Descomposición
AZ
→ A+Z
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Óxido Reducción
 Hay un intercambio de electrones entre dos
compuestos:
gana electrones
CuSO4 + Zn
ZnSO4 + Cu
pierde electrones
 Reacción de oxidación
oxidación-reducción
reducción
 Reacción de combustión
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Óxido Reducción o Redox
Óxido Reducción o Redox
 Un átomo de alguna de las sustancias que
reaccionan cede electrones a un átomo de otra de
las sustancias que reaccionan.
 Se
S dice
di que una sustancia
t
i se oxida
id sii pierde
i d
electrones.
 Se dice que una sustancia se reduce si gana
electrones.
Fe + 2 HCl →
FeCl2
++
H
H22
0
+1 -1
+2 -1
3 H2 S +
4 HClO3 → 3 H2SO4
+ 4 HCl
+1 -2
+1 +5 -2→ +1 +6 -2
+1 -1
Perdió electrones = se oxidó
Ganó electrones = se redujo
Fe2O3 +
3 CO → 2 Fe
+
3 CO2
0
5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 →
→5 O2 + 2 MnSO4 + K
K22SO
SO44++ 8 H
H22O
O
Perdió electrones = se oxidó
Ganó electrones = se redujo
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REACCIONES QUÍMICAS
REACCIONES QUÍMICAS
Reacciones de combustión
Óxido Reducción o Redox
 El átomo o grupo de átomos que en una reacción
redox cede electrones (se oxida) es el agente
reductor
d t ya que provoca la
l reducción
d
ió d
de otra
t
sustancia que toma esos electrones.
 El átomo o grupo de átomos que en una reacción
redox gana electrones (se reduce) es el agente
oxidante ya que hace que otra sustancia se oxide
al quitarle electrones
electrones.
2KMnO
KMnO4 +
+16 HCl → 2 MnCl2 + 5Cl
Cl2 + 8H
H2O +2KCl
+ KCl
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REACCIONES QUÍMICAS
 Son ejemplos particularmente importantes de reacciones
redox
 En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con
otra sustancia, desprendiéndose gran cantidad de energía, a
menudo en forma de luz y calor
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
El mechero se
enciende cuando el
gas que contiene
reacciona con el
oxígeno del aire
La combustión completa de un compuesto orgánico
siempre da dióxido de carbono y agua
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 Durante nuestra vida estamos acostumbrados a utilizar
cobre en monedas, plomería y cables.El cobre se obtiene de
minerales sulfurados tales como sulfuro de cobre(I),
mediante procesos de varias etapas.
 Después de una etapa inicial de molienda, el mineral se
t
tuesta
t (se
( calienta
li t ffuertemente
t
t con oxígeno)
í
) para formar
f
un
óxido de cobre(I) en polvo y dióxido de azufre gaseoso.
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Combinación
 Para obtener cobre a partir del mineral mencionado, el óxido
de cobre(I) obtenido se hace reaccionar con carbono.
 Esta reacción produce cobre y monóxido de carbono.
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REACCIONES QUÍMICAS
 Hay muchos
 2 sustancias (elementos o compuestos) se
combinan para formar un compuesto:
2H2 + O2
 2 Cu2S(s) + 3 O2(g) → 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g)
2H2O
ejemplos de
estas reacciones,
por ejemplo, el
Mg metálico arde
en aire con
mucho brillo para
producir óxido de
magnesio,
 Esta reacción es la que ocurre en el flash de una cámara
fotográfica: un alambre de magnesio reacciona con oxígeno
y produce óxido de magnesio. A consecuencia de este
cambio se produce un calentamiento del sistema y una
iluminación.
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 Cuando hay una reacción de combinación entre
un metal y un no metal, como en esta ecuacion el
producto es un sólido iónico.
2 Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
 No-metal y oxígeno gaseoso:
S(s)
+ O2(g)
→
SO2(g)
no-metal + oxígeno gas → óxido de no-metal
El producto es un compuesto binario.
 En este caso cuando el magnesio reacciona con
oxígeno, el magnesio pierde electrones y forma el
ion magnesio, Mg2+. El oxígeno gana electrones y
forma el ion óxido, O2-.
 Además de una combinación es una reacción
de óxido reducción
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REACCIONES QUÍMICAS
Combinación de yodo con zinc
Otros ejemplos
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(s)
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)
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Descomposición
 Un compuesto se descompone en partes
2H2O
yodo
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zinc
2H2 + O2
Yoduro de zinc
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Descomposición – Particularidades
DESCOMPOSICIÓN ELECTROLÍTICA
1) DESCOMPOSICIÓN ELECTROLÍTICA
(la energía absorbida se suministra mediante
electricidad)
2 H2O (l)  2H2 (g) + O2 (g)
2) DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA
(la energía absorbida se suministra mediante
calor)
2 Ag2O (s)  4 Ag (s) + O2 (g)
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DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA

Muchos compuestos sufren reacciones de
descomposición cuando se calientan. Por ejemplo,
muchos carbonatos metálicos se descomponen
p
p
por
calor para formar óxidos metálicos y dióxido de
carbono.
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La descomposición del CaCO3 o caliza es un proceso
comercial importante. Las conchillas de moluscos o la
piedra caliza se calientan para preparar CaO.
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Otros ejemplos
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)
PbCO3(s) → PbO(s) + CO2(g)
Cu(OH)2(s) → CuO(s) + H2O(l)
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El consumo de cal viva se utiliza, por ejemplo, en la
fabricación de vidrio que se obtiene por fusión a aprox.
1500°C de arena de sílice (SiO2), carbonato de sodio (NaCO3)
y caliza
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 La descomposición de azida de sodio desprende
rápidamente nitrógeno gaseoso, por esto esta reacción
se usa para inflar las bolsas de aire de seguridad de los
automóviles.
2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g)
El sistema está
diseñado de forma que
un impacto cause el
encendido de un
casquillo detonador, que
a su vez hace que la
azida se descomponga
explosivamente.
Una cantidad pequeña de azida (aproximadamente 100 g) forma
una cantidad grande de gas (unos 50 L)
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