Subido por Jaime Manobanda

1 CLASES DE REACCION QUIMICA PDF

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ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DE CHIMBORAZO
CARRERA DE RECURSOS NATURALES RENOVABLES
TEMA: Reacciones Químicas
DOCENTE: ING. GALO MONTENEGRO CÓRDOVA
PRIMER SEMESTRE PARALELO “A”
Jhorgelis Leonor Parreño Ocaña
RIOBAMBA – ECUADOR
Por el mecanismo de la reacción o la forma como se originan los productos
Una reaccion quimica es un cambio o fenómeno que modifica la composición quimica de las
sustancias, para formar sustancias de composición diferente. También podemos decir que es un
paso de un sistema de condiciones iniciales a finales.
Esquema General:
En toda reacción química resaltamos dos etapas:
La inicial (llamado reactantes), antes del cambio
La final (llamado productos), después del cambio.
Reaccion de adicion o combinación
Consiste en que dos o mas reactantes forman un solo producto. En este tipo de reacciones
generalmente se libera calor, es decir que son exotérmicas. Es típica en la formación de un
compuesto por combinación directa de sus elementos .
Ejemplos:
Síntesis de Lavoisier: mediante chispa eléctrica el hidrogeno se combina con el O2 para formar
agua.
2 H2 + O2 → 2 H2O(l)
Síntesis de Haber – Bosh: a temperatura y presion alta se forma el amoniaco a partir de H2 y N2
gaseosos.
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Formación del óxido férrico
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
Formación del cloruro de amonio
NH3(g) + HCl → NH4Cl(s)
Formación de hidróxido de calcio
CaO(s) + CO2(s) → Ca (OH)2(s)
Reacción de descomposición
Esquema General de una Reacción de Descomposición
En este tipo de reacciones químicas partimos de un solo reactante para descomponerlo en dos o
más productos, por medio de un agente energético externo o un catalizador:
•Si la energía es calorífica se llama pirólisis, es la descomposición por calentamiento a altas
temperaturas.
•Si la descomposición es por acción de la luz se llama fotólisis
•Si la descomposición es por acción de un catalizador se llama catálisis.
•Si la descomposición es por medio de la corriente eléctrica, se llama electrólisis.
Reacciones de pirolisis.
Donde: ∆ = símbolo de energía calorífica
Reacciones de electrólisis.
El sodio se obtiene líquido porque la electrólisis de la sal común fundida (NaCl líquido) se ha
realizado a temperatura muy alta.
-Reacción de fermentación alcohólica.
Esta reacción se lleva a cabo por medio de una enzima, que es una proteína biocatalizadora.
-Reacción de catálisis
Se observa que en la catálisis, la sustancia que actúa como catalizador no aparece en los
productos, ya que solo varia la rapidez con que se desarrolla la reacción o hace posible la
reacción.
Reacción de desplazamiento o de sustitución simple
En general se presenta cuando un elemento químico mas activo o mas reactivo desplaza a otro
elemento menos reactivo que se encuentra formando parte de un compuesto; el elemento que a
sido desplazado queda en forma libre.
En el caso de los metales, los mas activos son los metales alcalinos y metales alcalinos térreos.
En el caso de los no metales, los mas reactivos son algunos halogenos : Fl2 , Cl2 , Br2 ; además
del oxígeno y el fósforo.
Esquema de una Reacción de Desplazamiento:
Donde el elemento A es más activo o de mayor reactividad que el elemento B
Tipos de reacción de desplazamiento
1. Desplazamiento de hidrógeno
Todos los metales alcalinos y algunos metales alcalino-térreos (Ca , Sr , Ba), que son los más
reactivos de los elementos metálicos, desplazan al hidrógeno del agua fría.
2. Desplazamiento de metal
Un metal de un compuesto también puede ser desplazado por otro metal en estado libre.
Una forma sencilla de predecir si en realidad va a ocurrir una reacción de desplazamiento de un
metal o de hidrógeno, es referirse a una serie de actividad (algunas veces llamada serie
electroquímica)
3. Desplazamiento de halógeno
Los halógenos son los elementos que se encuentran en el grupo VIIA de la tabla periódica.
El comportamiento de halógenos en reacciones de desplazamiento de halógenos se puede
resumir en otra serie de actividad:
F2 > Cl2 > Br2 > I2
Las ecuaciones de desplazamiento son:
Ejemplo 1: Veamos la siguiente reacción de desplazamiento
● ¿Quien es el elemento desplazante? : Fe
● ¿Quién fue el elemento desplazado? : H
● ¿Quién es el elemento químico es mas reactivo? : el mas reactivo es el elemento – Fe
Reacción de desplazamiento múltiple
También llamada de doble descomposición o metátesis, es una reacción entre dos compuestos
que generalmente están cada uno en solución acuosa. Consiste en que dos elementos que se
encuentran en compuestos diferentes intercambian posiciones, formando dos nuevos
compuestos. Estas reacciones quimicas no presentan cambios en el numero de oxidación o carga
relativa de los elementos, por lo cual también se le denominan reacciones NO – REDOX.
Esquema General:
Ejemplos:
En reacciones de precipitación se producen sustancias parcialmente solubles o insolubles, los
cuales van al fondo del recipiente donde se realiza la reaccion quimica. Los precipitados por lo
general presentan colores típicos, razón por la cual son usados en quimica analítica para
reconocimiento de elementos y compuestos.
Ejemplos:
En reacciones de precipitación se producen sustancias parcialmente solubles o insolubles, los
cuales van al fondo del recipiente donde se realiza la reaccion quimica. Los precipitados por lo
general presentan colores típicos, razón por la cual son usados en quimica analítica para
reconocimiento de elementos y compuestos.
Según la energía calorífica involucrada:
Reacción Exotérmica (▲H<0)
Es aquella reaccion quimica que libera energía calorífica hacia el medio que lo rodea conforme
transcurre, por lo tanto aumenta la temperatura de los alrededores del sistema donde ocurre la
reacción. El calor liberado se debe a que la entalpía de los productos es menor que la entalpía
(▲H) de los reactantes.
Corresponden a este tipo, las reacciones de combustión, las reacciones de neutralización acidobase, y en general las reacciones de adicion.
Una reacción exotérmica se puede representar en general mediante la siguiente ecuación
termoquímica.
Por definición de calor de racción (▲H), se tiene:
▲H = H(productos) – H (reactantes)
Como:
▲reactantes > ▲productos
Entonces:
▲H < 0
En la siguiente gráfica se muestra la variación de la entalpía en una reacción exotérmica.
Donde:
Estado Activado: es un estado de alta energía, donde se forman muchos productos intermedio
inestables y se inicia la formación de los productos.
Estado de Activación: es la mínima energía que se debe suministrar a los reactantes para que
adquieran el estado activado y se inicie la reacción.
Si el estado de activación es pequeña, la reacción es espontánea a condiciones ambientales
Si el estado de activación es grande, la reacción no ocurre o es no espontánea a temperatura
ambiental.
Ejemplo:
Dada la reacción química:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) , ▲H = – 46,2 KJ/mol
Interpretar el ▲H y plantear las ecuaciones termoquímicas correspondientes.
Solución:
Como el ▲H es negativo, entonces quiere decir que se pierde calor. Significa que se libera 46,2
KJ de calor por 1 mol-g de NH3 producido o formado.
Reacción Endotérmica (▲H > 0)
Es aquella reacción que absorbe energía conforme se lleva a cabo, debido a que la entalpía de los
productos es mayor a la entalpía de los reactantes. Son reacciones que no ocurren naturalmente a
condiciones ambientales, por lo tanto no son espontáneas.
En este grupo se encuentran las reacciones de descomposición térmica o pirolisis.
Una reacción endotérmica podemos representarla en general mediante la siguiente ecuación
termoquímica:
Por definición:
▲H = H (productos) – H (reactantes)
Como:
H (productos) > H (reactantes)
Entonces:
▲H es positivo , ▲H > 0
Gráfica de la variación de entalpía de una reacción endotérmica.
Según la velocidad de la reacción:
Reacción Lenta
Una reacción química lenta es aquella donde la cantidad de producto formado o la cantidad de
reactante consumido por unidad de tiempo es muy pequeña.
Ejemplos:
1. La oxidación del hierro a temperatura ambiental:
Fe(s) + O2(g) → Fe2O3(s)
2. La reacción del calcio con el agua fría:
Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(ac) + H2(g)
Reacción Rápida
Es aquella donde la cantidad de producto formado o la cantidad de reactante consumido por
unidad de tiempo es grande.
Ejemplos:
1. La oxidación del sodio metálico al exponerse al aire.
4Na(s) + O2(g) → 2Na2O(s)
2. La reacción violenta de potasio metálico con el agua fría.
2K(s) + NaOH(ac) → 2KOH(ac) + H2(g)
3. La reacción de neutralización acido – base entre HCl y NaOH
HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)
Por el tipo de compuesto o naturaleza de reactantes:
Reacciones Iónicas: Las reacciones iónicas generalmente ocurren en disolución acuosa; consisten
en la interacción eléctrica de especies iónicas solvatadas o dispersos en el disolvente
(comúnmente H2O). Estas son reacciones rápidas.La mayoría de reacciones que se realizan en el
laboratorio son de este tipo (reacciones iónicas)
Ejemplos:
1. Ag+(ac) + Cl-(ac) → AgCl(s)
2. H+(ac) + OH-(ac) → H2O(l)
Reacciones moleculares o covalentes
Las reacciones moleculares son aquellos que involucran a las interacciones de moléculas (de
sustancias covalentes). Estas generalmente son reacciones lentas, ya que las moléculas para
poder reaccionar necesitan colisionar con orientaciones y energías cinéticas apropiadas. Si estas
condiciones no se cumplen simultáneamente, no ocurre la reacción.
Ejemplos:
1. H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
2. Br2(g) + H2(g) → 2 HBr(g)
Reacción de combustión
La reacción de combustión se basa en la reacción química exotérmica de una sustancia
(o una mezcla de ellas) denominada combustible, con el oxígeno. Como consecuencia
de la reacción de combustión se tiene la formación de una llama. Dicha llama es una
Clasificación de combustibles
Los combustibles se clasifican teniendo en cuenta su estado de agregación en sólidos,
líquidos y gaseosos. Un ejemplo de combustible sólido es el carbón o la madera. Un
ejemplo de combustible líquido es el gasóleo, y de combustibles gaseosos, el propano y
el gas natural.
Conceptos básicos
La combustión puede llevarse a cabo directamente con el oxígeno o con una mezcla de
sustancias que contengan oxígeno. Esta mezcla de sustancias que contiene oxígeno se
denomina comburente. El aire es el comburente más usual.
Si se supone (caso más común) que la combustión se realiza con aire, la reacción
química que se debe plantear es la del proceso por el cual el combustible reacciona con
el aire para formar los productos correspondientes, es decir,
Combustible + Aire = Productos
Una forma general de plantear una reacción química es la siguiente:
aA+bB=cC+dD
Propiedades de los combustibles
Las propiedades más importantes que caracterizan a los combustibles son:
• Composición.
• Poder calorífico.
• Viscosidad.
• Densidad.
• Límite de inflamabilidad.
• Punto de inflamabilidad o temperatura de ignición.
• Temperatura de combustión.
• Contenido de azufre.
Tipos de combustión
Combustión completa.
Las sustancias combustibles del combustible se queman hasta el máximo grado posible
de oxidación. En consecuencia, no habrá sustancias combustibles en los humos. En los
productos de la combustión se puede encontrar N2, CO2, H2O y SO2.
Combustión incompleta.
Sucede lo contrario que en la combustión completa. O sea, como el combustible no se
oxida completamente, se forman sustancias que todavía pueden seguir oxidándose
Combustión teórica o estequiométrica.
Es la combustión que se realiza con la cantidad teórica de oxígeno estrictamente
necesaria para producir la oxidación total del combustible sin que se produzcan
inquemados.
Combustión con exceso de aire.
Es la combustión que se lleva a cabo con una cantidad de aire superior a la
estequiométrica. Esta combustión tiende a no producir inquemados. Es típica la
presencia de O2 en los humos.
Combustión con defecto de aire.
En esta combustión, el aire disponible es menor que el necesario para que se produzca
la oxidación total del combustible. Por lo tanto, se producen inquemados.
REFERENCIAS:
https://sites.google.com/site/smartquim/unidad-iii/clasificacion-de-reacciones-quimicas
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