TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

COLEGIO Mª INMACULADA. CARCAIXENT.
REACCIONES QUÍMICAS. 1.
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.
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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
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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.
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