Tipos de Reacciones
Químicas
Las reacciones químicas pueden clasificarse de manera sencilla en cinco
grandes grupos. Existen otras
clasificaciones, pero para predicción de los productos de una reacción, esta
clasificación es la más útil.
Reacciones de Síntesis o Composición
En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan,
resultando en un solo producto.
Síntesis Química: la combinación de dos o mas
sustancias para formar un solo compuesto.
A+ BàC
(donde A y B pueden ser elementos o compuestos)
|
Ejemplo:
Dos elementos se combinarán para formar el compuesto binario
correspondiente. En este caso, el
aluminio y el oxígeno formarán el óxido de aluminio. La ecuación que representa la reacción es la
siguiente:
4 Al (s) + 3 O2 (g) à 2 Al2O3 (s)
Nota: Es
importante recordar los elementos que son diatómicos, los cuales se escriben
con un subíndice de 2 cuando no se encuentran combinados y participan en una
reacción. Estos son el hidrógeno,
nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro, bromo y el
yodo.
Reacciones de
Descomposición o Análisis
Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales
se forman dos o más productos a partir de un solo reactante, usualmente con la
ayuda del calor o la electricidad.
Descomposición Química: la formación de dos o mas
sustancias a partir de un solo compuesto.
Aà B + C
(donde B y C pueden ser elementos o compuestos)
|
Ejemplo:
Un compuesto binario se descompone en los elementos que lo
conforman. En este caso, el óxido de
mercurio (II) se descompone para formar los elementos mercurio y oxígeno. La
ecuación que representa la reacción es la siguiente:
2 HgO (s) à 2 Hg (l)
+ O2 (g)
Reacciones de
Desplazamiento o Sustitución Sencilla
Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de
otro similar pero menos activo en un compuesto.
En general, los metales remplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y
los no metales remplazan no metales. La
actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor actividad a menor
actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag,
Au. El orden de actividad de los no
metales mas comunes es el siguiente: F, O, Cl, Br, I, siendo el flúor el más
activo.
Desplazamiento Químico: un elemento remplaza a
otro similar y menos activo en un compuesto.
AB + C à CB + A
ó AB + C à AC + B
(dónde C es un elemento más activo que un metal A
o un no metal B)
|
Ejemplo 1:
El magnesio es un metal más activo que el cobre y por tanto, lo
reemplazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio. A la vez, el cobre queda en su estado libre
como otro producto de la reacción. La
ecuación que representa la reacción es la siguiente:
Mg (s) +
CuSO4 (ac) à
MgSO4 (ac) + Cu (s)
Ejemplo 2:
El flúor es un no metal más activo que el oxígeno y por tanto, lo
reemplazará en el compuesto, formando fluoruro de sodio. A la vez, el oxígeno queda en su estado libre
como otro producto de la reacción. La
ecuación que representa la reacción es la siguiente:
2 F2
(g) + 2 Na2O (ac) à 4 NaF (ac)
+ O2 (g)
Reacciones de Doble
Desplazamiento o Intercambio
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de
un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa,
habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes. En general, estas reacciones ocurren en
solución, es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución
acuosa.
Doble Desplazamiento Químico: los reactantes
intercambian átomos – el catión de uno se combina con el anión del otro y
viceversa.
AB + CD à AD + CB
|
Ejemplo:
En esta reacción, la plata reemplaza al hidrógeno del ácido, formando
cloruro de plata. Al mismo tiempo, el
hidrógeno reemplaza a la plata, formando ácido nítrico con el nitrato. La ecuación que representa la reacción es la
siguiente:
AgNO3 (ac)
+ HCl (ac) à HNO3 (ac) + AgCl
(s)
Reacciones de
Neutralización
Estas reacciones son de doble desplazamiento o intercambio. Su particularidad es que ocurren entre un ácido y una base y los
productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y
el anión del ácido.
Ejemplo:
La
reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio resulta en la
formación de agua y sulfato de sodio. La
ecuación que representa esta reacción es la siguiente:
H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) à 2 H2O
(l) +
Na2SO4 (ac)
Balanceo método redox
Balanceo por el método del
número de oxidación
El método
de balanceo de ecuaciones por el número de oxidación es el más utilizado para
balancear ecuaciones moleculares.
Ejemplo:
Balancear la siguiente
reacción química:
Para
aplicar este método se pueden seguir los siguientes pasos:
1. Determinar el número de oxidación de cada
uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior
del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor
2. Ya establecidos los números de oxidación,
observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce.
3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número
de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un
electrón. Sin embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación,
este valor debe multiplicarse por 2.
4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de
un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos
electrones. Del lado derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado
fundamental (O2) como molécula diatómica, por lo que es necesario
multiplicar por 2.
5. anote en la parte inferior de la molécula de
hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para
la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la
oxidación:
6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros
dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2
el coeficiente del oxígeno:
7. El resto de sustancias se balancean por tanteo,
en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua:
8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar
a los números enteros más pequeños:
Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente
revisar las siguientes definiciones:
Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se
reduce.
Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se
oxida.
Tanto el agente oxidante como el agente reductor
deben ser analizados en el lado de los reactivos. En el ejemplo anterior,
podemos observar que el agua actúa tanto de agente oxidante porque contiene al
H que se reduce, y como agente reductor porque contiene al oxígeno que se
oxida.
Electrones transferidos: En todo proceso redox el número
de electrones transferidos es igual al número de electrones perdidos en la
oxidación e igual al número de electrones ganados en la reducción.
e- transferidos = e- perdidos
en oxidación = e- ganados en reducción
e- transferidos = 4e- = 4e-
BALANCEO ION-ELECTRON
Es el método de balance de ecuaciones más difícil
de aplicar pero en ocasiones es el único posible.
En principio se debe identificar qué especie
se oxida y cuál se reduce para plantear las dos semi – reacciones. En
segundo lugar se indica cuantos electrones se están perdiendo y cuántos se están
ganando.
Dependiendo de cuál sea el medio se balancea la
carga con H+ u OH-. Luego se realiza el balance de masa
con agua.
Finalmente se balancean los electrones de manera
que los que se pierdan sean igual a los que se ganan
Se halla la ecuación final sumando las dos semi –
reacciones.
Ejemplo
Dada la reacción del permanganato de potasio con
agua oxigenada en medio ácido.
MnO4- + H2O2
→ Mn+2 + O2
El permanganato pasa a Mn+2 y el
agua oxigenada a O2
Variación de los números de oxidación
5 e- + MnO4-
→ Mn+2
El manganeso en el permanganato tiene número de
oxidación +7 (x + (-2).4 = -1) y en el producto +2, es decir que ha
disminuido en 5 su número de oxidación lo que implica la ganancia de 5
electrones. Esta es la reacción de reducción.
El oxígeno del agua oxigenada ha pasado de -1
(número de oxidación del oxígeno en los peróxidos a 0 correspondiente al
oxígeno elemental). Es decir que ha perdido un electrón por átomo de oxígeno. Esta
es la reacción de oxidación.
H2O2 → 2 e-
+ O2
Para balancear las cargas se utiliza H+
porque el medio es ácido.
En la reacción de reducción se observa que la carga
del lado de los reactivos es -6 y del lado de los productos es +2. Como se debe
balancear con carga positiva se colocan los H+ del lado de los
reactivos. En este caso 8 para que la carga total sea +2-
8 H+ + 5 e- +
MnO4- → Mn+2
En la reacción de oxidación se tiene 0 del
lado de los reactivos y -2 en los productos por lo que se balancea de ese lado
con 2 H+-
H2O2 → 2 H+
+ 2 e- + O2
Una vez realizado el balance de carga se realiza el
de masa con agua.
8 H+ + 5 e- +
MnO4- → Mn+2 + 4 H2O
H2O2 → 2 H+
+ 2 e- + O2
Para igualar la cantidad de electrones es necesario
multiplicar la primera semi-reacción por 2 y la segunda por 5-
2.(8 H+ + 5 e- +
MnO4-
→
Mn+2 + 4 H2O)
5(H2O2 →
2 H+ + 2 e- + O2
Si se realiza la suma de las dos semi-reacciones: .
Si se realiza la suma de las dos semi-reacciones: .
16 H+ + 10 e- + 2 MnO4-
+ 5 H2O2→ 2 Mn+2 + 8 H2O + 10 H+
+ 10 e- +5 O2
Simplificando se tiene:
6 H+ + 2 MnO4-
+ 5 H2O2 → 2 Mn+2 + 8 H2O
+ 5 O2
COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Uno de
los problemas cotidianos con los que se enfrentan los químicos es determinar la
clase y cantidad de elementos químicos que forman parte de una muestra
analizada y en qué cantidad lo hacen. Los resultados del análisis químico se
reportan como porcentajes de cada elemento presente en la muestra. En este
sentido se llama composición porcentual.
El
cálculo de la composición porcentual a partir de la fórmula molecular es
sencillo. Basta calcular la masa molar y dividir entre ella la masa de cada
elemento presente en la fórmula.
Al
multiplicar el resultado por cien se obtiene el porcentaje.
La
fórmula es:
Composición
porcentual = masa atómica X número de átomos en la fórmula X 100
___________________________________________
Masa molecular
La suma
total de cada uno de los porcentajes en cuanto a composición porcentual debe
resultar 100, con un rango de variación de +/‐ 0.2 %
FÓRMULA MÍNIMA.
Si se
conoce la composición porcentual de un compuesto puede determinarse la fórmula
mínima, también denominada fórmula empírica, para ello se utiliza el
procedimiento siguiente:
1. se
transforman los porcentajes en masa, a partir del supuesto de que la muestra en
cuestión tiene una masa de 100 g.
2. a
continuación se calculan los moles de cada uno de los elementos químicos
dividendo la masa entre su masa atómica. n = m /M
3) De los
resultados obtenidos en el paso número 2 se elige el de menor valor y entre
éste se dividen todos y cada uno. Si al terminar los cálculos se obtienen
números fraccionarios, éstos se multiplican por una cantidad que los transforme
en enteros.
4) Se
construye la fórmula utilizando los datos del paso 3 como coeficientes o subindices.
Arredondo Hernández Eva Adriana
Fuentes Esparza Mario Alberto
Paniagua González Alan Emanuel
Sáenz Morales Carlos Giovanni
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