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
