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Dra. Patricia Satti, UNRN REACCIONES QUÍMICAS
Tipos de reacciones químicas
Dra. Patricia Satti, UNRN REACCIONES QUÍMICAS Dra. Patricia Satti, UNRN REACCIONES QUÍMICAS
CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu
Hay un intercambio de electrones entre dos compuestos:
Óxido Reducción
pierde electrones
gana electrones
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Un átomo de alguna de las sustancias que reaccionan cede electrones a un átomo de otra de las sustancias que reaccionan.Se dice que una sustancia se oxida si pierde electrones.Se dice que una sustancia se reduce si gana electrones.
Óxido Reducción o Redox
Fe + HCl → FeCl2 + H2Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2
0 +1 -1 +2 -1 0
Ganó electrones = se redujo
Perdió electrones = se oxidó
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Óxido Reducción o Redox
H2S + HClO3 → H2SO4 + HCl3 H2S + 4 HClO3 → 3 H2SO4 + 4 HCl
+1 -2 +1 +5 -2→ +1 +6 -2 +1 -1
Ganó electrones = se redujo
Perdió electrones = se oxidó
Fe2O3 + CO → Fe + CO2Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + K2SO4+ H2O5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 →5 O2 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
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El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox cede electrones (se oxida) es el agente reductor ya que provoca la reducción de otra sustancia que toma esos electrones.El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox gana electrones (se reduce) es el agente oxidante ya que hace que otra sustancia se oxide al quitarle electrones.
Óxido Reducción o Redox
KMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O + KCl2KMnO4 +16 HCl → 2 MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O +2KCl
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Tipos de reacciones químicasLa clasificación de las reacciones químicas en general no es excluyente, por eso una reacción química puede a veces ser incluida en varios de los tipos de la clasificación. En la mayoría de los textos, las reacciones se clasifican en
Reacción de Simple Desplazamiento
Reacción de Doble Desplazamiento
Reacción de Combinación o Síntesis
Reacción de Descomposición
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Tipos de reacciones químicas
Doble Desplazamiento
Simple Desplazamiento
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Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
Un elemento desplaza a otro elemento en un compuesto:
Simple Desplazamiento
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En las reacciones de simple desplazamiento un metal en estado fundamental o no combinado desplaza a otro metal de un compuesto debido a que tiene una mayor actividad química.Serie de Actividad:
Es una serie de metales “acomodados” por orden de reactividad química. Los metales por debajo del hidrógeno en la serie de actividad no reaccionan con ácidos.
Simple Desplazamiento
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KNaCaMgAlZnFeNiSnPbHCuAgAu
Más activo
Zn(s) + CuCl2(ac) Cu(s) + ZnCl2(ac)
Cu(s) + ZnCl2(ac) Zn(s) + CuCl2(ac)
Zn(s) + HCl(ac) H2(g) + ZnCl2(ac)
Cu(s) + HCl(ac) H2(g) + CuCl2(ac)
Los elementos más activos desplazan de los compuestos a los menos activos.
Serie de actividad
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Metales activos: Incluye la mayoría de metales de los grupos I, II.
Li> K> Ba> Sr> Ca> Na
Los metales activos reaccionan directamente con el agua:2Na + 2H2O(l) → 2NaOH(ac) + H2(g)
Aplicación del concepto de actividad
Serie de actividad para no-metales:
Más activoF Cl Br I
Cl2(g) + 2NaBr(ac) → 2NaCl(ac) + Br2(l)
Cl2(g) + NaF(ac) → No Reaccionan
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Metal y una solución acuosaCu(s) + 2AgNO3(ac → 2Ag(s) + Cu(NO3)2(ac)
metal1 solución acuosa1 metal2 solución acuosa2
Metal activo y agua
Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(ac) + H2(g)
metal agua hidróxido de metal hidrógeno gas
Metal y ácido en solución acuosa
Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g)
metal ácido acuoso solución acuosa hidrógeno gas
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Ejemplo: sustitución del hidrógeno del ácido por hierro
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Sustitución de Ag por Cu
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Sustitución del hidrógeno del agua por el sodio
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H2SO4 + 2NaOH NaSO4 + 2H2O
Hay un intercambio entre elementos de dos compuestos:
Doble Desplazamiento
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Una reacción de neutralización es un caso especial de reacción de doble desplazamiento.En una reacción de neutralización, un ácido fuerte y unabase fuerte reaccionan para formar un compuesto iónico(sal) y agua.Según la definición original: ácido – sustancia que liberaiones hidrógeno H+.Según la definición original: base – sustancia que liberaiones OH-.
Reacciones de Neutralización
HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)
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Una reacción de neutralización es un caso especial de reacciónde doble desplazamiento
Reacciones de Neutralización
HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)
Ecuación iónica completa
H+(ac)+ Cl-(ac)+ Na+
(ac)+ OH-(ac) → Na+
(ac)+ Cl-(ac) + H2O(l)
H+(ac)+ OH-
(ac) → H2O(l)
Ecuación iónica neta
Iones no participantes o espectadores
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Se produce cuando se mezclan soluciones de dos electrolitos fuertes que reaccionan para formar un sólido insoluble.Si no se forma un precipitado no hay reacción. Esto se puede preveer de acuerdo a las reglas de solubilidad.
AgNO3(ac) + NaCl(ac) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
Ecuación iónica completaAg+
(ac)+NO3-(ac)+Na+
(ac)+ Cl-(ac) → Na+(ac)+NO-
3(ac)+ AgCl(S)↓
Ecuación iónica neta
Reacciones de Precipitación
Ag+(ac)+ Cl-(ac) → AgCl(S) ↓
Iones espectadores
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• Otro tipo de reacción de doble desplazamiento comprende la formación de sustancias no ionizadas, como el agua y el dióxido de carbono. Por ejemplo, cualquier carbonato, aún en estado sólido o en solución acuosa, reacciona con un ácido para formar agua y dióxido de carbono, más una sal, según la siguiente ecuación:
Caso particular
CaCO3(ac) + 2HCl(ac) → CaCl2(s) + H2O (l) + CO2(g)
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Tipos de reacciones químicas
Combinación
Descomposición
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Tipos de reacciones químicas
Reacción de Combinación o SíntesisA + Z → AZ
Reacción de DescomposiciónAZ → A + Z
Reacción de oxidación-reducciónEjemplo especial, reacciones de combustión
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2H2 + O2 2H2O
2 sustancias (elementos o compuestos) se combinan para formar un compuesto:
Combinación
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Hay muchos ejemplos de estas reacciones, por ejemplo, el Mg metálico arde en aire con mucho brillo para producir óxido de magnesio,
Esta reacción es la que ocurre en el flash de una cámara fotográfica: un alambre de magnesio reacciona con oxígeno y produce óxido de magnesio. A consecuencia de este cambio se produce un calentamiento del sistema y una iluminación.
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Cuando hay una reacción de combinación entre un metal y un no metal, como en esta ecuacion el producto es un sólido iónico.
2 Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
En este caso cuando el magnesio reacciona con oxígeno, el magnesio pierde electrones y forma el ion magnesio, Mg2+. El oxígeno gana electrones y forma el ion óxido, O2-. Además de una combinación es una reacción de óxido reducción
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El producto es un compuesto binario.
Otros ejemplosN2(g) + 3H2(g) → 2NH3(s)
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)
No-metal y oxígeno gaseoso:S(s) + O2(g) → SO2(g)
no-metal + oxígeno gas → óxido de no-metal
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Combinación de yodo con zinc
yodo zinc Yoduro de zinc
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2H2O 2H2 + O2
Un compuesto se descompone en partes
Descomposición
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1) DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA(la energía absorbida se suministra mediante
calor)2 Ag2O (s) 4 Ag (s) + O2 (g)
Descomposición – Particularidades
2) DESCOMPOSICIÓN ELECTROLÍTICA(la energía absorbida se suministra mediante
electricidad)2 H2O (l) 2H2 (g) + O2 (g)
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Muchos compuestos sufren reacciones de descomposición cuando se calientan. Por ejemplo, muchos carbonatos metálicos se descomponen por calor para formar óxidos metálicos y dióxido de carbono.
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Otros ejemplos2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)
PbCO3(s) → PbO(s) + CO2(g)
Cu(OH)2(s) → CuO(s) + H2O(l)
DESCOMPOSICIÓN TÉRMICA
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La descomposición del CaCO3 o caliza es un proceso comercial importante. Las conchillas de moluscos o la piedra caliza se calientan para preparar CaO.
El consumo de cal viva se utiliza, por ejemplo, en la fabricación de vidrio que se obtiene por fusión a aprox. 1500°C de arena de sílice (SiO2), carbonato de sodio (NaCO3) y caliza
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El sistema estádiseñado de forma que un impacto cause el encendido de un casquillo detonador, que a su vez hace que la azida se descomponga explosivamente.
La descomposición de azida de sodio desprende rápidamente nitrógeno gaseoso, por esto esta reacción se usa para inflar las bolsas de aire de seguridad de los automóviles.
2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g)
Una cantidad pequeña de azida (aproximadamente 100 g) forma una cantidad grande de gas (unos 50 L)
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DESCOMPOSICIÓN ELECTROLÍTICA
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Son ejemplos particularmente importantes de reacciones redox
Reacciones de combustión
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CH4 + 2 O2 ⇒ CO2 + 2 H2O
En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con otra sustancia, desprendiéndose gran cantidad de energía, a menudo en forma de luz y calor
El mechero se enciende cuando el gas que contiene reacciona con el oxígeno del aire
La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido de carbono y agua
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Durante nuestra vida estamos acostumbrados a utilizar cobre en monedas, plomería y cables.El cobre se obtiene de minerales sulfurados tales como sulfuro de cobre(I), mediante procesos de varias etapas.Después de una etapa inicial de molienda, el mineral se tuesta (se calienta fuertemente con oxígeno) para formar un óxido de cobre(I) en polvo y dióxido de azufre gaseoso.
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Cu2S(s) + O2(g) → Cu2O(s) + SO2(g)2 Cu2S(s) + 3 O2(g) → 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g)
Para obtener cobre a partir del mineral mencionado, el óxido de cobre(I) obtenido se hace reaccionar con carbono.Esta reacción produce cobre y monóxido de carbono.
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