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MANUAL-RESUMEN: tipos de reacciones químicas. REACCIÓN QUÍMICA Esquema de una reacción química: ESTADO INICIAL REACTIVOS A + B

ESTADO FINAL PRODUCTOS C + D

Es un fenómeno químico, es decir, cambia la naturaleza de los compuestos que intervienen. Tipos: 1. PUNTO DE VISTA CLÁSICO. SEGÚN EL TIPO DE TRANSFORMACIÓN. (No cambia la valencia de los elemetos) 1.1. Adición, combinación o síntesis. 1.2. Descomposición o análisis. Electrolisis, disociación y calcinación. 1.3. Sustitución o desplazamiento: simple y doble. Neutralización. 2. SEGÚN LA PARTÍCULA TRANSFERIDA. 1.1. De protones: Ácido-Base. 1.2. De electrones: Red-Ox. (Cambian los números de oxidación (valencia)) 1.3. De iones: Reacciones de precipitación. 3. DE COMBUSTIÓN. Son un tipo de reacción de síntesis y de oxidación rápida. 4. SEGÚN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN, depende de: la naturaleza de los reactivos, concentración, superficie de contacto entre los reactivos, temperatura y catalizadores. 4.1. Lentas. 4.2. Rápidas. 5. SEGÚN LA ENERGÍA INTERCAMBIADA. 5.1. Exotérmicas. 5.2. Endotérmicas.

Bibliografía: Libros de 1º Bto de las editoriales Edelvives, Everest y Oxford. DEPARTAMENTO DE CIENCIAS DE LA NATURALEZA

AB

Son aquellas en que, a partir de un único compuesto, se obtienen dos o más sustancias menores (elementos o compuestos): AB

A +B

TIPOS

A +B

TIPOS

Son aquellas en que dos o más elementos o sustancias sencillas forman un único compuesto

AB + calor A +B SIMPLE. Una sustancia compuesta reacciona con una simple y ésta sustituye a uno de los elementos de la molécula del compuesto, quedando el elemento libre. AB + X XB + A DOBLE. Son reacciones entre sustancias iónicas, en las que se intercambian parejas de iones. (Dos elementos se desplazan mutuamente de ambos compuestos) AB + XY XB + AY

TIPOS

Algunas requieren energía.

TIPOS

Adición, combinación o síntesis. Análisis, o descomposición. Sustitución o desplazamiento

REACCIONES QUÍMICAS SEGÚN EL TIPO DE TRANSFORMACIÓN.

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Reacciones de Formación: Se forma un compuesto a partir de sus elementos en estado natural.

Obtención de una sustancia compuesta a partir de dos o más sustancias compuestas más sencillas.

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) PCl5 (g) 2Na (s) + Cl2 (g) 2NaCl(s) CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s) 3H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g) NH3 + HCl (aq) NH4Cl S (s) + Fe (s) FeS (s) CaO + H2O Ca(OH)2 C + 2H2 CH4 HNO3 + NH3 NH4NO3 Descomposición de una sustancia en los elementos químicos que la forman. ELECTROLISIS: descomposición por corriente eléctrica. Reacciones orgánicas. DISOCIACIÓN: cuando los productos obtenidos por descomposición se pueden volver a unir para dar de nuevo el reactivo inicial. 2H2O 2H2 + O2 Fermentación alcohólica: 2HgO 2Hg + O2 C6H12O6 2C2H6O + 2CO2 2NaCl 2Na + Cl2 Glucosa etanol + dióxido 2Ag2O 4Ag + O2 de carbono Cl2 Cl + Cl Cl2 Algunos metales sustituyen el hidrógeno de algunos ácidos, dejándolo libre.

Algunos metales reaccionan con algunas sales, liberando el metal que forma la sal.

H2SO4 (aq) + Zn (s) 2Na + 2HCl

CuSO4 (aq) + Fe (s)

ZnSO4 (aq) + H2 (g) 2NaCl + H2

Reacciones entre ácidos y sales. Sal + Ácido Sal del ácido + Àcido

Reacciones entre dos sales. Sal + Sal Sal + Sal

FeS + 2HCl FeCl2 + H2S Na2CO3 +2HCl 2NaCl + H2CO3

AgNO3 + NaCl BaCl2 + Na2SO4 CaCl2 + Na2CO3 BaCl2 + 2KIO3 PbCl2 + Na2SO4

NaNO3 + AgCl 2NaCl + BaSO4 CaCO3 + 2NaCl Ba(IO3)2 + 2KCl 2NaCl + PbSO4

Obtención de dos o más sustancias compuestas a partir de una sustancia compuesta sencilla y otra simple. De Combustión y de oxidación. 2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2 CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 + 2H2O C3H8 (g) + 5O2 (g) 3CO2(g) + 4H2O(g) 2NO + O2 2NO2 Descomposición de una sustancia compuesta en otra compuesta más sencilla y una simple, o en dos o más, compuestas, más sencillas. Suelen necesitar calor: CALCINACIÓN, es la descomposición de los minerales por medio de calor. NH4NO2 N2 + 2H2O CaCO3 (s) + calor CaO(s)+ CO2(g) 2KClO3 + calor 2KCl (s) + 3O2 (g) PCl5 PCl3 + Cl2 NH4Cl HCl + NH3 Entre un haluro de hidrógeno y un halógeno superio (más E.N.) para liberar el halógeno del haluro.

FeSO4 (aq) + Cu (s) Reacciones entre un ácido y un hidróxido. NEUTRALIZACIÓN. Ácido + Base Sal + Agua 2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2H2O HCl + NaOH NaCl + H2O 3H2SO4 +2Al(OH)3

Br2 + 2KI 2KBr + Cl2 2NaBr + Cl2

2KBr + I2 2KCl + Br 2 2NaCl + Br 2

Reacciones entre una sal y un hidróxido. Sal + Base Sal + Base.

FeCl3+3NaOH

3NaCl + Fe (OH)3

Al2(SO4)3+6H2O

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SEGÚN LA PARTÍCULA TRANSFERIDA. 1. De protones: Ácido-Base. Ácido (aq) Disociación del ácido dando H+. Base (aq) Disociación de la base dando OH– . 2. De electrones: Red-Ox. Reductor (dador)

Se Oxida

e–

Oxidante (receptor)

Se Reduce

3. De iones: Reacciones de precipitación.

CONSERVACIÓN DE LA MASA. En toda reacción química la masa se conserva. (Ley de Lavoisier). ECUACIÓN QUÍMICA Para que se cumpla la ley de Lavoisier el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en los reactivos y en los productos. Por lo que hay que AJUSTAR la reacción química, obteniendo una representación abreviada de ésta, es lo que se llama ECUACIÓN QUÍMICA. Una ecuación química nos informa de: 1. Nº de átomos de cada elemento. 2. Nº de moléculas. (Los coeficientes son nos enteros). 3. Cantidad de sustancia (moles), y por tanto, de la masa puesta en juego. 4. Volumen de las sustancias gaseosas. 5. Estado físico de las sustancias que intervienen, y son: (s) = sólido (l) = líquido (aq) = disolución acuosa (g) = gas AJUSTAR UNA ECUACIÓN QUÍMICA. LOS COEFICIENTES. Para que tengamos el mismo número de átomos, de cada elemento, en los reactivos y los productos, tenemos que ajustar la reacción empleando coeficientes. Los coeficientes son números que ponemos delante de las fórmulas químicas. Pueden ser números enteros o fraccionarios. Métodos de ajuste: 1. Tanteo. 2. Empleando sistema de ecuaciones.

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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. Cálculos de masa, (relación de moles). Cálculos de volúmenes en c.n.,T=273K y P=1atm, (relación de volúmenes), recuerda 1mol de cualquier compuesto gaseoso ocupa un volumnen de 22’4 litros. Y cálculos en condiciones no normales (PV=nRT). Cálculos con reactivo limitante, (es el reactivo con menos cantidad de sustancia (moles) proporcional. Ya que una ecuación química nos informa de la proporción del nº de moles que se combinan, entonces, el compuesto que se presenta PROPORCIONALMENTE en menor cantidad de moles es el reactivo limitante) Cálculos con disoluciones. RED-OX. (Se ajusta cuando cambia el número de oxidación de los electos)

Red  Ox + e– Léase: (reductor

oxidante + e–)

Nº de oxidación. 1. En elementos aislados es cero. Ej.: He, Cu, O2. 2. En toda molécula la suma de los números de oxidación es cero. Ejemplo: Estado de Carga aportada. oxidación Sodio 1 1 1·(+1) = 1 NaClO4 Cloro 1 x 1·(x) = x Oxígeno 4 -2 4·(–2) = –8 Carga total de la molécula =0 Esto exige que 1 + x – 8 = 0 x = +7, estado de oxidación del Cl= +7. Compuesto

Átomo

Nº de átomos

3. El oxígeno tiene (– 2), excepto en peróxidos (–1) y cuando se combina con el flúor, entonces es (+2). 4. El hidrógeno: Con metal es (–1), es un hidruro metálico. Con el resto es (+1). 5. Los no-metales suelen tener nº de oxidación negativo (con el oxígeno el nº es positivo), y los metales positivos. Introducción Red-ox. Sea la reacción: CuSO4 (aq) + Zn(s)

ZnSO4 + Cu (s)

Analizamos los iones participantes en las siguientes semirreacciones y observamos: Semirreacción de REDUCCIÓN. (Proceso por el que gana e–) Se reduce, (carácter oxidante) Semirreacción de OXIDACIÓN. (Proceso por el que pierde e–) Se oxida, (carácter reductor) Carácter oxidante de un elemento ‘Produce’ la oxidación de otro. Gana electrones. Queda reducido Reacción de reducción

Cu2+ + 2e–

Cu o

Zn o – 2e–

Zn+2

Carácter reductor de un elemento ‘Produce’ la reducción de otro. Pierde electrones. Queda oxidado Reacción de oxidación DEPARTAMENTO DE CIENCIAS DE LA NATURALEZA

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Ajustar una reacción empleando el método del ion-electrón. Ejemplo en medio ácido Pasos

Descripción del proceso

Ejemplo

1

Escribe la ecuación.

2

Descompón en forma iónica. (Hay

3

Semirreacción de Selecciona iones que oxidación experimentan cambio en su estado de oxidación. Identificando la semirreacción de Semirreacción de oxidación y la de reducción. reducción

4

HClO + I2 +H2O +

H + ClO +

que tener en cuenta los coeficientes)

S. de Ox añadimos agua S. de Red añadimos iones hidrógeno

–

I o2

+

HCl +HIO3 –

H+ + Cl– + H+ + IO 3

+ H + OH

I o2 ClO–

Consideramos ambos sentidos de la semirreacción.

Cl–

I o2 + 6H2O

6

Hallamos el m.c.m. del número de e– intercambiados, y ajustamos.

carga total

carga

    ClO 2H

6H 2 O 10 e

2H

5ClO

Sumamos las semirreacciones

9

10

11

Simplificamos

 Cl H 2O

2e

5· ClO

5ClO

I o2

6H 2 O 10H

5ClO

2IO 3

12H

Cl

H 2O

2e

6H 2 O 10 e

2IO3

12H

10H

5Cl

5H 2 O

10 e

2IO3

H 2O

Semirreaciones de oxidación y reducción.

Igualación de iones

Intercambio electrónico

1

mcm (2, 10)=10

I o2 8

carga 10    2IO 3 12H

1

1· I o2

Cl– + H2O

Ionización

NO se da este paso.

 I o2 6H 2 O 10 e

I o2 7

2 IO 3 + 12H+

ClO– + 2H+

carga total 0

Ajusta eléctricamente las semirreacciones por ganancia o pérdida de electrones.

En sentido contrario es una semirreacción de reducción. En sentido contrario es una semirreacción de oxidación.

IO 3

Si no hay oxígeno en alguna de las semirreacciones

5

Proceso

2IO 3

5Cl

5Cl

Ajuste electrónico

Ajuste matemático

5H 2 O 12H

2H

Completamos la reacción con los I 2 5HClO H 2 O 2HIO 3 5HCl elementos que acompañan a los Completamos que intervienen en la reacción. la ecuación iónica Los iones H+ quedan como moléculas de los ácidos presentes. Los metales quedan como sales. Si hubiese algún compuesto que interviene en la reacción final, pero no, en el proceso Red-Ox, Ajuste final resulta fácil deducir sus coeficientes en un ajuste final. La situación del agua indica, en nuestro ejemplo, que los reactivos se dan en medio acuoso. Identificación La situación del ion H+ indica, en nuestro ejemplo, que los Identificamos los medios de medios productos están en un medio ácido. La situación del ion OH– indica que se da en un medio básico.

EL PASO 4. EN MEDIO ÁCIDO, se añaden moléculas de agua, H2O, en el miembro de la reacción (reactivos o productos) que MENOS oxígeno tenga, y en el otro miembro añadimos H+. Es decir, Semirreacción de Oxidación añadimos agua, Semirreacción de Reducción añadimos iones hidrógeno. Normalmente se hace lo siguiente, pero puede no cumplirse: hacemos el balance del número de oxígenos (en reactivos y productos) y añadimos tantas moléculas de agua, H2O, en el miembro de la reacción que MENOS oxígeno tenga, y en el otro miembro añadimos el doble de H+.

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EN MEDIO BÁSICO, se añaden moléculas de agua, H2O, en el miembro de la reacción (reactivos o productos) que MÁS oxígeno tenga, y en el otro miembro añadimos OH–.Es decir, Semirreacción de Reducción añadimos agua, Semirreacción de Oxidación añadimos iones hidroxilo (OH–). Normalmente se hace lo siguiente, pero puede no cumplirse: hacemos el balance de oxígenos (nos da los oxígenos necesarios) y añadimos tantas moléculas de agua, H2O, en el miembro de la reacción (productos o reactivos) que MÁS oxígeno tenga, y en el otro miembro añadimos el doble de OH. Ejemplo de no cumplirse (KMnO4+NH3 KNO3+MnO2+KOH+H2O) Ejemplo guiado. El permanganato potásico en medio ácido (HCl) se reduce dando la sal MnCl2 y Cl2(g). Ajusta la reacción química por el método del ion-electrón: KMnO4+HCl MnCl2 + KCl +Cl2 + H2O Descompongo en forma iónica, y estudio los números de oxidación y las semirreacciones: Reacción de oxidación.

K

1

7

Mn O 4

H

o

2

Cl

2

Mn

2Cl

K

Cl o2 H

Cl

OH

Reacción de reducción.

Semirreacciones:

Cl o2

Oxidación : Cl

Igualación de iones:

Intercambio de e–:

Mn 2

Re ducción : MnO4

Re ducción : MnO 4

8H

Oxidación : 2Cl

Cl o2

7    Re ducción : MnO 4 8H

Re ducción : 2MnO 4 Oxidación :

16H Suma: 2MnO 4 10Cl 

5e

2e

mcm(5, 2)=10

4H 2 O

10e

x2

o  Cl o2

2Mn 2

10e 10Cl

x5

8H 2 O 5Cl o2

2Mn 2 8H 2 O 5Cl o2   

medio ácido

Ajuste final: 2KMnO4+16HCl

16H

4H 2 O

2  Mn 2

2   2Cl

Oxidación :

Ajuste electrónico:

Mn 2

medio acuoso

2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

¿Qué sucede con el KCl?, No interviene el la reacción Red-Ox, pero sí hay que ajustarla: 2KMnO4+16HCl

2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2 + 2KCl

NOTA. Criterio para escribir el número de oxidación y la carga iónica. En el número de oxidación, primero ponemos el signo y después el número, y en los iones, primero ponemos el número y después el signo. DEPARTAMENTO DE CIENCIAS DE LA NATURALEZA