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REACCIONES QUÍMICAS INTRODUCCIÓN Las reacciones químicas suceden a cada segundo y en todo el universo. Las mismas tienen diversas importancias y pueden ser de diferentes tipos. Son ejemplos   de   reacciones   químicas   la   respiración,   la   fotosíntesis,   el metabolismo,   la   reproducción,   el   crecimiento,   la   formación   de   óxidos,   de hidróxidos, de ácidos, de sales, de rocas y suelo, etc. Las moléculas son conjuntos de átomos que se mantienen unidos por enlaces químicos y, en muchos sentidos, al proceso de reorganizar átomos rompiendo enlaces químicos y formando nuevos se le conoce como reacción química.

REACCIONES QUÍMICAS OBJETIVOS El   objetivo   de   este   trabajo   es   realizar   una   descripción   de   las   reacciones químicas, su clasificación, características, los tipos de ecuaciones, etc. Con   el   fin   de   obtener   un   mayor   conocimiento   sobre   estos   aspectos fundamentales,   para   poder   realizar   practicas   de   reacciones   y   ecuaciones químicas.

REACCIONES QUÍMICAS La Reacción Química es aquel proceso químico en el cual dos sustancias o más,   denominados   reactivos,   por   la   acción   de   un   factor   energético,   se convierten en otras sustancias designadas como productos. Mientras tanto, las   sustancias   pueden   ser   elementos   químicos   (materia   constituida   por átomos de la misma clase) o compuestos químicos (sustancia que resulta de la   unión   de   dos   o   más   elementos   de   la   tabla   periódica). Las reacciones deben cumplir con características diferentes las cuales son las siguientes:

1).  La   o   las   sustancias   nuevas   que   se   forman   suelen   presentar   un   aspecto totalmente diferente del que tenían las sustancias de partida.  2). Durante la reacción se desprende o se absorbe energía: a).­ Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la reacción.  b).­ Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de la reacción.  3).  Se cumple la  ley  de conservación  de  la masa:  la suma de las  masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto es así porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se reordenan en una disposición distinta.

Las reacciones se pueden clasificar por tipos de reacciones, a continuación se describe casa una de ellas:

a)      Reacción de síntesis o adición: Es cuando una o más sustancias reactivas producen apenas una única. Si   todos   los   reactivos   fuesen   sustancias   simples   la síntesis es total y si tiene por lo menos una sustancia compuesta la síntesis será parcial.

REACCIONES QUÍMICAS b)      Reacción de análisis o descomposición:

Es   cuando   una   única   sustancia   reactiva   origina   dos   o   más   sustancias   como producto Si en la reacción de análisis fuesen producidas apenas sustancias simples ella será total y si por lo menos uno de los productos fuese una sustancia compuesta ella  será parcial. Las reacciones de análisis pueden recibir nombres particulares, de acuerdo con el  agente causante de la reacción. Pirólisis = descomposión por el calor Fotolísis = descomposición por la luz Electrólisis = descomposición por la electricidad Hidrólisis = descomposición por el agua

c)      Reacción de desplazamiento o simple sustitución:

Son   las   reacciones   en   que   un   elemento   químico   sustituye   otro   elemento   de   un compuesto, liberándolo como sustancia simple. Algunos ejemplos de estas reacciones son:

d)      Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución: Es   cuando   dos   sustancias   compuestas   intercambian   entre   si   partes   de   sus estructuras. Un ejemplo puede ser:  Las reacciones que presentan elementos químicos sufriendo oxidación o reducción  son denominadas como reacciones de reducción­oxidación u oxi­reducción.

El fósforo sufre oxidación y el nitrógeno sufre reducción.

REACCIONES QUÍMICAS Las   reacciones   químicas   en   cuanto   al   calor   involucrado,   pueden   ser clasificadas en: ENDOTÉRMICAS Son aquellas reacciones que ocurren absorbiendo calor externo

EXOTÉRMICAS Son aquellas reacciones que ocurren liberando calor para el medio ambiente.

Podemos también clasificar las reacciones en reversibles e irreversibles. REACCIONES O PROCESOS REVERSIBLES Son reacciones o procesos en que reactivos y productos son consumidos y  producidos al mismo tiempo. Los reactivos y productos de estas reacciones son  separados por una flecha doble.

La reacción que ocurre de la izquierda para la derecha se llama REACCIÓN  DIRECTA; mientras que la que ocurre de la derecha para la izquierda se llama  REACCIÓN INVERSA. REACCIONES O PROCESOS IRREVERSIBLES Son reacciones o procesos que ocurren en un único sentido.

REACCIONES QUÍMICAS A continuación se describen las ecuaciones químicas: Una   reacción   química   se  representa  mediante  una  ecuación  química  la cual esta representa por medio de números y símbolos Para   leer  o  escribir  una   ecuación   química,  se deben  seguir  las  siguientes reglas: • Las   fórmulas   de   los   reactivos   se   escriben   a   la   izquierda,   y   las   de   los productos a la derecha, separadas ambas por una flecha que indica el sentido de la reacción.

 

• A cada lado de la reacción, es decir, a derecha y a izquierda de la flecha, debe existir el mismo número de átomos de cada elemento.  Cuando   una   ecuación   química   cumple   esta   segunda   regla,   se   dice   que   está ajustada o equilibrada. Para equilibrar reacciones químicas, se ponen delante de las fórmulas unos números llamados coeficientes, que indican el número relativo de átomos y moléculas que intervienen en la reacción. Los   coeficientes   situados   delante   de   las fórmulas,   son   los   únicos   números   en   la ecuación que se pueden cambiar, mientras que los números que aparecen dentro de las fórmulas son intocables, pues un cambio en ellos  significa   un   cambio  de  sustancia   que reacciona   y,   por   tanto,   se   trataría   de   una reacción distinta. Si se quiere o necesita indicar el estado en que   se   encuentran   las   sustancias   que intervienen   o   si   se   encuentran   en disolución,   se   puede   hacer   añadiendo   los siguientes   símbolos   detrás   de   la   fórmula química correspondiente:

REACCIONES QUÍMICAS Para manifestar un cambio en la materia, se utiliza una ecuación química, es   decir,   la   forma   que   representa   cómo   se   altera   la   naturaleza   de   los elementos   o   cómo   reacciona   uno   al   o   con   otros.   Si   deseamos comprender   estas   alteraciones,   debemos   ser   capaces   de   equilibrar   o balancear las ecuaciones químicas. La ecuación química equilibrada describe exactamente las cantidades de los reactantes y productos en una reacción química. La ley sobre la conservación de la masa dice que en la reacción química la masa no se puede ni producir ni   destruir.   Esto   significa   que   la   ecuación   química   debe   tener   por   ambos lados el mismo número de átomos de cada elemento. Para que una ecuación esté equilibrada, las sumas de las cargas eléctricas en ambos lados tienen que ser idénticas. Actualmente existen diferentes formas de balancear una ecuación, las cuales son las siguientes: Método de tanteo: coeficientes y subíndices: Para poder balancear ecuaciones, lo primero que debes identificar es qué son los coeficientes y subíndices. Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de   la   sustancia,   pero   si   se   modifican   los subíndices,   se   originan   sustancias diferentes. Balancear ecuaciones consiste en equilibrar los reactivos y productos de las fórmulas. Para ello, sólo se agregan coeficientes cuando se requiera, pero no se cambian los subíndices.    El método de tanteo consiste en balancear una ecuación química que es igualar el número y clase de átomos, iones o moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de conservación de la materia.

REACCIONES QUÍMICAS Hay   dos   técnicas   comunes   para   el   equilibrio   de   las   ecuaciones   de   las reacciones redox: •  Método del cambio del número de oxidación: El método del cambio de los números de la oxidación es relativamente sencillo, y es un modo fácil de equilibrar las ecuaciones redox. Se basa en el hecho de que el aumento de los números de la oxidación de los reactantes que han sido oxidados tiene   que   ser   idéntico   a   la   disminución   de   los   números   de   oxidación   de   los reactantes que han sido reducidos.

• Método   del   ion­electrón   (conocido   también   como   el   método   de   las reacciones parciales): En   el   método   ion­electrón   (conocido   también   como   método   de   las   reacciones parciales) la ecuación redox se divide en dos ecuaciones parciales: una para las reacciones   de   la   oxidación,   y   la   otra   para   las   reacciones   de   la   reducción.   Las ecuaciones parciales se equilibran separadamente y después se suman, dando una ecuación equilibrada de la reacción redox. Instrucciones para equilibrar las ecuaciones redox:     Paso 1. Se escribe una reacción desequilibrada     Paso 2. Se desmonta la reacción redox a las reacciones parciales         a) Se determinan los números de la oxidación de cada átomo respectivo.         b) Se identifican los pares redox en la reacción         c) Se combinan los pares redox en dos reacciones parciales     Paso 3. Se equilibran los átomos en las ecuaciones parciales         a) Se equilibran todos los átomos excepto del H y del O         b) Se equilibran los átomos del oxígeno añadiendo H2O         c) Se equilibran los átomos del hidrógeno añadiendo el ion H+         d) En el medio de base, se añade un OH­ respectivo a cada lado para cada H+     Paso 4. Se equilibran las cargas añadiendo e­

REACCIONES QUÍMICAS         Paso   5:   Se   iguala   el   número   de   los   electrones   perdidos   y   recibidos   en   las reacciones parciales     Paso 6: Se suman las ecuaciones parciales     Paso 7: Se acorta la ecuación     Y al final, siempre se verifica el equilibrio de las cargas y de los elementos.

TEORÍA ÁCIDO­ BASE CARACTERÍSTICAS ÁCIDOS – BASES ÁCIDOS

BASES

•

Tienen sabor agrio.

•

Tiene sabor amargo.

•

Son corrosivos para la piel

•

•

Enrojecen   ciertos   colorantes

Suaves   al   tacto   pero   corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes

vegetales •

Disuelven sustancias

•

Atacan

vegetales. Precipitan   sustancias   disueltas

metales

•

Pierden   sus   propiedades   al

•

Disuelven grasas.¤

•

Pierden   sus   propiedades   al

 

a

 

los

 

desprendiendo H2.  •

•

propiedades   al   reaccionar   con bases.

por ácidos.

reaccionar con ácidos.

¤Definición de Arrhenius: Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. iónica” ∕ Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones.¤  ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+.¤  BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.

REACCIONES QUÍMICAS Disociación¤  ácidos:¤  AH (en disolución acuosa) → A– + H+¤  Ejemplos: ∕ HCl (en disolución acuosa) → Cl– + H+ ∕ H SO (en disoluci ón acuosa) →SO 2– + 2 H+ 2 4 4¤  BASES:¤  BOH (en disolución acuosa)  →  B + + OH–¤  Ejemplo: ∕ NaOH (en disolución acuosa) → Na+ + OH– Neutralización:   Se   produce   al   reaccionar   un   ácido   con   una   base   por formación de agua: H+ + OH– — →  H2O El ani

ón que se disoció del ácido y

el   catión   que   se   disoció   de   la   base   quedan   en   disolución   inalterados   (sal disociada): NaOH +HCl — →  H2O + NaCl (Na+ + Cl–)   Teoría de Brönsted­Lowry:  “Sustancia que en disolución cede H+” “Sustancia que en disolución acepta H+”. Par   Ácido/base   conjugado:   Siempre   que   una   sustancia   se   comporta   como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+). Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se – H+ convierte en su “ácido conjugado”. –) ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A + H+ + H+ BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) – H+ Ejemplo de par Ácido/base con jugado Disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l)  →  H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O act úa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada) Disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l) ∕ NH4+ + OH– En este caso el H2O act

úa

como   ácido   pues   cede   H+   al   NH3   que   se   transforma   en   NH4+   (ácido conjugado) 

REACCIONES QUÍMICAS Teoría de Lewis: “Sustancia   que   contiene   al   menos   un   átomo   capaz   de   aceptar   un   par   de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.   “Sustancia  que  contiene  al  menos un  átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”. Teoría de Lewis (Ejemplos)¤  HCl (g) + H2O (l) →  H3O+(ac) + Cl– (ac) En este   caso   el   HCl   es   un   ácido   porque   contiene   un   átomo   (de   H)   que   al disociarse   y  quedar  como  H+   va a aceptar  un  par  de electrones del  H2O formando   un   enlace   covalente   coordinado   (H3O+).¤   NH3   (g)   +   H2O   (l)   ∕ NH4+ + OH– En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N)   capaz   de   aportar   un   par   de   electrones   en   la   formación   del   enlace covalente coordinado (NH4+).  EQUILIBRIO IONICO El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones. Las especies   que   producen   en   solución   cargas   son   denominadas   electrolitos.   Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica. El equilibrio iónico se diferencia del equilibrio molecular por el tipo de partículas presentes en la mezcla en equilibrio, asi: En el equilibrio molecular tenemos la presencia únicamente de moléculas, es decir, tanto los reactivos como los productos se encuentran en estado molecular.  En el equilibrio iónico tenemos la presencia tanto de moléculas como de partículas iónicas en la mezcla en equilibrio.  

REACCIONES QUÍMICAS En esta sección vamos a estudiar la participación de las siguientes sustancias: •

Ácidos y bases en solución acuosa

•

E agua

•

Sales en solución acuosa

 

La importancia de los ácidos, las bases y las sales (producto de la reacción de un ácido y una base) es amplia: •

       Sin ácidos y bases no se podría fabricar una multitud de sustancias entre las que figuran fertilizantes, pigmentos, sales, productos del petróleo, fibras sintéticas, vidrio, etc.

•

       Los ácidos, las bases y las sales son indispensables en la agricultura, pues muchas plantas requieren un medio ligeramente ácido para crecer.

•

        La   acidez   y   la   basicidad   desempeñan   un   papel   fundamental   en   el comportamiento de ciertos sistemas químicos, biológicos y geológicos.

•

Algunos medicamentos, como el ácido ascórbico y la penicilina, son estables en medios ácidos, pero no en medios básicos.

REACCIONES QUÍMICAS CONCLUSIONES

REACCIONES QUÍMICAS LITERATURA CITADA https://www.definicionabc.com/ciencia/reaccion-quimica.php -Gonzalez, M. 2010. La Gia > química > reacciones químicas -Definicion, 2007 - https://www.definicionabc.com/ciencia/reaccion-quimica.php - http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/index6.htm -https://sites.google.com/site/ecuacionquim/ecuacion-quimica/03-lenguaje-y-estructura-de-unaecuacion-quimica Hein, M., Arena, S., (2005). Fundamentos de Química, México Internacional Thomson Editores. Rico, A., et al. (2008). Química I Agua y Oxígeno, 3ª edición Limusa, México. Generalic, Eni. "Balanceo de reacciones redox por el método del ion-electrón." EniG. Tabla periódica de los elementos. KTF-Split, 30 Aug. 2017. Web. 8 Oct. 2017. . Herrera, Ernesto, (2012). Teoria Ácido Base, 17 octubre de 2012 https://es.slideshare.net/Ernesto95Herrera/teoria-de-acido-base-14775593