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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