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Reacciones Químicas

Enviado por Agustín Binora

Partes: 1, 2

  1. Introducción teórica
  2. Parte Experimental
  3. Ejercicios de aplicación

Objetivos

En este trabajo práctico vamos a representar fenómenos químicos mediante ecuaciones iónicas y moleculares, diferenciando las reacciones químicas de las físicas. Predeciremos la ocurrencia de reacciones de doble descomposición conociendo la solubilidad de las sustancias que se involucran.

Introducción teórica

            En primer lugar, vamos a clasificar las reacciones químicas. éstas pueden ser exotérmicas o endotérmicas; reversibles o irreversibles; de descomposición, de síntesis o de desplazamiento; con cambio de estado de agregación, reacciones REDOX, de formación de complejos, o ácido-base.

            * Reacciones reversibles: son aquellas en las que los reactivos no se consumen totalmente. Los productos a su vez pueden formar nuevamente los reactivos, estableciéndose un equilibrio entre ambos procesos. Se denomina equilibrio químico, y puede alterarse en uno u otro sentido con introducir alguna modificación en el sistema.

            * Reacciones  irreversibles: son aquellas en las que los reactivos se consumen totalmente y finalizan cuando se acaba el reactivo limitante.

* Reacciones exotérmicas: son aquellas en las que se libera calor al medio, proveniente del sistema. Su ΔH es negativo.

* Reacciones endotérmicas: son aquellas en las que el ΔH es positivo, es decir que la reacción toma calor del medio.

* Reacciones de síntesis: son aquellas en las que, a partir de las sustancias simples, se sintetiza un único producto. Un ejemplo es: N2 (g) + 3 H2 (g) --> 2 NH3 (g)

* Reacciones de descomposición: aquellas en las que una sustancia compuesta se decompone para dar más de un producto. Un ejemplo, pueden ser:

2 H2O2(g) --> 2 H2O(l) + O2 (g)

* Reacciones de sustitución: Uno o más átomos de un compuesto son reemplazados por otros al transformarse en productos. Ejemplo:

 2 C6H6 + Cl2 --> C6H5Cl

            *Reacciones de óxido-reducción: en estas algunos de los átomos de las moléculas que intervienen modifican su número de oxidación; siempre hay una especie que aumenta su estado de oxidación (es decir, se oxida) y otra que lo disminuye (se reduce). Un ejemplo es:

 2 Fe0 (s) + 6 H+1Cl (ac) --> 2 Fe+3Cl3 (ac) + 3 H20 (g)

* Reacciones de formación de complejos: en estas reacciones obtenemos un complejo como producto. éste es una sustancia química constituida por un catión central que está rodeado por moléculas o aniones, denominados ligandos. La forma geométrica de esta especie compleja es fija y determinada, pero no sigue la regla del octeto.

Ejemplo:   FeCl3 (ac)+ 6 KSCN (ac)  --> K3[Fe(SCN)6] (ac) + 3 KCl (ac)

* Reacciones ácido-base: también llamadas de neutralización, ocurren entre un ácido y una base, en medio acuoso, para dar una sal y agua. Por ejemplo:

3 HCl (ac) + Al(OH)3 (ac) --> AlCl3 (ac) + 3 H2O (l)                                    

                        * Reacciones con cambio de estado de agregación: estas reacciones se pueden clasificar en dos:

  • Con formación de precipitado: ocurren en medio líquido, generalmente acuoso, en la cual uno de los productos es un sólido insoluble que precipita. Por ejemplo:

CuSO4 (ac) + 2 NaOH (ac) -->  Cu(OH)2 (s) + Na2SO4 (ac)                 

Dentro de este tipo de reacciones se encuentran las de doble descomposición.

  • Con desprendimiento de producto gaseoso: uno de los productos es un gas. Por ejemplo: CaCO3 (s) +  --> 2CO2 (g) + CaO (s)

* Reacciones de doble descomposición en fase acuosa: las reacciones son del tipo:

MN + M´N´    MN´ + M´N

            Al finalizar la reacción se obtiene un producto no soluble. Los átomos no sufren cambio en su estado de oxidación, y las reacciones siempre son irreversibles ya que la separación física de alguno de los productos desplaza el equilibrio hacia los productos.

      Un ejemplo es:

  • ecuación molecular:

CuSO4 (ac) + 2 NaOH (ac)   Cu(OH)2 (s) + Na2SO4 (ac)                 

  • ecuación iónica:   

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