REACCIONES QUÍMICAS INORGANICAS.

INSTITUCIÒN EDUCATIVA DISTRITAL DE LAS NIEVES REACCIONES QUÍMICAS INORGANICAS. ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Es la parte de la química que se ocupa del cálculo de las cantidades de sustancia que intervienen en una reacción química. Definición: REACCIÓN QUÍMICA Proceso en el que cambia la naturaleza de una o varias sustancias (reactivos), transformándose en otras nuevas (productos). Esto supone un reordenamiento de los átomos, mediante la ruptura de unos enlaces y la formación de otros nuevos. Una reacción química se representa mediante una ecuación química: En el primer miembro aparecen las fórmulas de las sustancias que reaccionan (reactivos), y en el segundo miembro aparecen las fórmulas de las sustancias que se forman (productos), separados por una flecha, si la reacción es irreversible o por dos (una para cada sentido), si la reacción es reversible. Además de las fórmulas de las sustancias, deben aparecer los denominados coeficientes estequiométricos, los cuales nos indican la proporción (moles) de las sustancias que intervienen en la reacción (ajuste). En algunos casos es necesario adjuntar el estado de agregación de la materia entre paréntesis (sólido, líquido o gas). La fórmula general será del tipo: A+B

C+D

Donde A y B son los reactivos, C y D los productos formados tras la reacción, y `x, y, z, t' son los coeficientes estequiométricos. EJEMPLOS:

a) 2Na + Cl2

2NaCl (irreversible)

b) H2CO3

CO2 + H2O (reversible)

c) 2H2(g) + O2(g)

2H2O(l) (estados de agregación)

Los números de color azul son los coeficientes estequiométricos. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS: · Si atendemos al resultado global, las podemos clasificar en los siguientes tipos:

1) Reacciones de Síntesis: Dos elementos químicos se combinan para formar un compuesto: A+B

AB

EJEMPLOS:

N2 + 3H2 2Ca + O2

2NH3 2CaO

2Mg + O2

2MgO

2CO + O2

2CO2

SO3 + H2O

H2SO4

2) Reacciones de Descomposición: Una sustancia se descompone en otras más simples: AB

A+B (suele

ser mediante calor Q) EJEMPLOS: a) Los carbonatos metálicos, se descomponen con mayor o menor facilidad mediante calor, formándose el óxido metálico y CO2:

MgCO3

MgO + CO2

b) También se descomponen mediante calor muchos hidróxidos, originando el óxido y H2O:

Ca(OH)2

CaO + H2O

c) La descomposición de los cloratos origina el cloruro (sal binaria) y oxígeno:

2KClO3

2KCl + 3O2

d) Algunos óxidos de metales pesados se descomponen mediante el calor, formándose O2 y el metal correspondiente:

2HgO

2Hg + O2

3) Reacciones de Sustitución: Un átomo sustituye a otro AB+X

AX+B

EJEMPLOS:  Un metal activo desplaza al H2 de los ácidos:

Zn + 2HCl

ZnCl2 + H2

Mg + H2SO4

MgSO4 + H2

Un metal puede verse desplazado de sus sales por otro metal más activo:

Zn + CuSO4

Cu + ZnSO4

4) Reacciones de Doble Sustitución: Más de un átomo sustituyen a otros AB+XY

AY+XB

EJEMPLOS: Se suele dar en reacciones con disoluciones, entre sustancias formadas cada una por dos iones diferentes:

NaCl + AgNO3

AgCl + NaNO3

HCl + NaOH

NaCl + H2O

5) Reacciones de Combustión: Cuando un compuesto se le agrega O2 y libera un oxido y agua. EJEMPLOS:

2C4H10 + 13O2 C3H8 + 5O2

8CO2 + 10H2O 3CO2 + 4H2O

6) Reacciones de Neutralización: Consisten en la neutralización de un ácido o una base, mediante la utilización de una base o un ácido, respectivamente:

Ácido + Base

Sal+H2O

EJEMPLOS:

HCl + NaOH

NaCl + H2O

H2SO4 + Ca(OH)2

CaSO4 + 2H2O

7) Si atendemos a razones energéticas, las podemos clasificar en dos tipos: a) Reacciones con desprendimiento de calor o reacciones exotérmicas: EJEMPLOS:

2C4H10 + 13O2 2Mg + O2 2Al + 6HCl

8CO2 + 10H2O + energía (calor) 2MgO + energía (calor) 2AlCl3 + 3H2 + energía (calor)

b) Reacciones con absorción de calor o reacciones endotérmicas: EJEMPLOS:

CaCO3 + calor Cu + H2SO4 + Calor

CaO + CO2 CuSO4 + H2