REACCIONES QUIMICAS

En las reacciones químicas ciertas sustancias desaparecen y otras nuevas se producen. En toda
reacción química no se crean ni se destruyen átomos; Los que están presentes se reorganizan
para formar sustancias diferentes. En todos los casos, la materia se conserva y la masa total no
cambia.

Se producen reacciones químicas cuando las sustancias sufren cambios fundamentales de

identidad; se consume una o más sustancias al mismo tiempo que se forma una o más
sustancias. A las sustancias presentes al inicio de la reacción, es decir, los materiales de
partículas se les llaman REACTIVOS. Las sustancias que la reacción produce se conocen como
PRODUCTOS.

Las ecuaciones químicas sirven para representar, de forma simbólica, lo que ocurre durante la
reacción.

Los reactivos o materiales de partida, se muestran en el lado izquierdo de la ecuación,

separados por un signo más (+). Los productos se indican en el lado derecho de la ecuación.
Una fecha → que se lee COMO o PRODUCE, separa los reactivos de los productos.

Recordando que en las ecuaciones químicas se emplean símbolos especiales para proporcionar
información específica acerca de las sustancias participantes o sobre las condiciones de la
reacción. Ejemplo (g) significa estado gaseoso, (s) estado sólido, (l) estado líquido y (ac) se
conoce como una solución acuosa es decir una sustancia disuelta en agua.

En ciertos casos se agrega una sustancia para acelerar una reacción que de otra manera se
llevaría a cabo con lentitud, o que incluso podría no ocurrir, a esta sustancia se llama
CATALIZADOR. Las ecuaciones químicas no nos informan sobre la rapidez que lleva a cabo la
reacción, la cantidad de energía que se desprende de la reacción, ni mucho menos describe la
apariencia de los reactivos ni de los productos durante la reacción, etc.

Una ECUACION QUIMICA BALANCEADA, el numero de átomos de cada elemento

representados como reactivos y como productos deber ser el mismo, los átomos están
balanceados. Es interesante observar que si ya hemos entendido el término de moles entonces
podemos describir y utilizar los moles para ver que las cantidades que se pueden ver y pesar.

La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos (ley de conservación de
la masa)

Para poder balancear ecuaciones químicas debemos definir que lo que debemos de realizar es
colocar coeficientes a las formulas químicas, es decir colocar un numero como coeficiente
antes de la formula química, ya que para balancear una ecuación química no podemos alterar
los subíndices de las formulas porque eso cambiaría las sustancias representadas y también el
significado de la ecuación.

1 Química II Capitulo 10 “Química de Ralph Burns”

Ejemplo:

1-. Balancea la ecuación química de la reacción del calcio metálico con oxigeno gaseoso para
producir oxido de calcio.

Ca + O2 (g) → 2 CaO

2Ca + O2 (g) → 2 CaO (balanceada)

2-. El monóxido de carbono gaseoso CO (g), reacciona con el oxigeno gaseoso O2(g), para dar
Dióxido de Carbono. Escribe una ecuación balanceada de esta reacción.

CO(g) + O2 (g) → CO2(g)

2CO(g) + O2 (g) → 2 CO2(g) (balanceada)

Pasos para balancear una ecuación.

a. Escribe la ecuación química no balanceada empleando la formula química correcta.

b. Balancea la ecuación.

3-.Escribe y balancea la ecuación química de la combustión del propano gaseoso.

C3H8 + O2 → CO2 + H2O

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O (balanceada)

CLASIFICACION DE LAS REACCIONES

I. Reacciones de Combustión.

II. Reacciones de combinación (síntesis): A + B → AB

III. Reacciones de descomposición: AB → A + B

IV. Reacciones de sustitución simple:

a. A + BC → AC + B (cuando A es un metal)

b. A + BC → BA + C (cuando A no es un metal).

V. Reacciones de doble sustitución: AB + CD → AD + CB

2 Química II Capitulo 10 “Química de Ralph Burns”

COMBUSTION

Cuando una sustancia contiene carbono e hidrogeno (un hidrocarburo) sufre una combustión
completa, se consume oxigeno y al mismo tiempo se produce dióxido de carbono y agua.

Ejemplo

Escribe y balancea la ecuación química de la combustión del etanol C2H5OH.

C2H5OH + O2 → CO2 + H2O

C2H5OH + 6 O2 → 4 CO2 + 5 H2O (balanceada)

REACCIONES DE SINTESIS (COMBINACION)

A la producción de un solo compuesto a partir de la reacción entre dos o más sustancias se le

llama reacción de combinación o reacción de síntesis

Ejemplo

Escribe la síntesis de amoniaco gaseoso, NH3 (g) a partir de N2 (g) y H2 (g)

N2 (g) + H2 (g) → NH3

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) (balanceada)

REACCIONES DE DESCOMPOSICION

Cuando un solo compuesto se descompone en dos o más sustancias más simples, se trata de
una reacción de descomposición.

Ejemplo:
ac
2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g) (balanceada)

I. Descomposición de oxido metálicos.

II. Descomposición de cloratos y nitratos: Cuando se calientan compuestos que contiene

cloratos, se descomponen en el cloruro metálico y oxigeno gaseoso. Para esto se
puede utilizar un catalizador como el MnO3. Cuando los compuestos que contienen
nitratos se calientan, no liberan con facilidad todos los átomos de oxigeno presentes,
sino que se descomponen para dar un compuesto que es un nitrito y además oxigeno
gaseoso.

3 Química II Capitulo 10 “Química de Ralph Burns”

Ejemplo:

Escribe una ecuación química balanceada de la descomposición del nitrato de potasio por
calentamiento.

KNO3 → KNO2 + O2 (g)

2 KNO3 → 2 KNO2 + O2 (g) (balanceada)

REACCIONES DE LOS METALES

Los metales muy reactivos de Grupo IA de la tabla periódica reaccionan rápidamente con el
oxigeno del aire para formar óxidos metálicos. Estos metales se guardan sumergidos en aceite
mineral o queroseno para impedir que reaccionen con la atmosfera o con el agua. Los demás
metales reaccionan con el oxigeno con más lentitud.

I. Reacciones de los óxidos metálicos con agua: Las reacciones del conjunto precedente
producen óxidos metálicos. Cuando se disuelven en agua, los óxidos metálicos solubles
en este disolvente producen hidróxidos metálicos, que son básicos. Las soluciones
básicas contienen iones OH- capaces de neutralizar los iones H+ de los ácidos.

II. Reacciones de los metales con diversos agentes oxidantes: Estas reacciones también
puede clasificarse como reacciones oxidación-reducción. El metal siempre sufre una
pérdida de electrones durante la oxidación. La oxidación se produce acompañada de
una reducción, esto es, de una ganancia de electrones, por parte de otra sustancia
química a la que se designa como el agente oxidante, siempre que una sustancia se
oxida, otra se reduce. Por ejemplo se sabe que el oxigeno actúa como el agente
oxidante, lo que permite comprender porque el proceso se llama oxidación, pero el
cloro también provoca que el cobre pierda electrones (se oxide). Por tanto, también el
cloro es un agente oxidante. La sustancia que pierde electrones es el agente reductor
el cual se oxida.

III. Reacciones de sustitución simple de los metales: Se sabe que los metales alcalinos son
muy reactivos, para explicar esto existe una lista que se conoce como una SERIE DE
ACTIVIDAD, que muestra la serie de actividad de algunos de los metales más comunes
en orden de reactividad decreciente, con el metal mas reactivo a la cabeza de la lista.
Los metales mas reactivos, que son los alcalinos (Grupo IA), desplazan con facilidad el
hidrogeno del agua fría para producir el hidróxido metálico e hidrogeno gaseoso. Dos
metales alcalinotérreos (Grupo IIA), el calcio y el bario. Reaccionan con el agua con
rapidez moderada, pero el agua debe hallarse en forma de vapor para que reaccione
con el magnesio.

4 Química II Capitulo 10 “Química de Ralph Burns”

Ejemplo de reacción de los óxidos metálicos con el agua.

Na2O + H2O → 2 NaOH

Ejemplo de reacción de los metales con diversos agentes oxidantes.

Cu (s) + Cl2 (g) → CuCl2 (s)

Ejemplo de Oxidación y Reducción.

2 Al (s) + 3 Br2 (l) → 2AlBr3 (s)

2 Al (s) se oxida, es el agente reductor y 3 Br2 (l) se reduce, agente oxidante

Ejemplo de reacción de sustitución simple de los metales.

Cu (s) + 2 AgNO3 (ac) → Cu (NO3)2 (ac) + 2 Ag (s)

REACCION DE LOS NO METALES

Los no metales arden en el aire, es decir, reaccionan con oxigeno, para formar óxidos no
metálicos.

I. Reacciones de los óxidos no metálicos con agua: Los óxidos no metálicos reaccionan
con agua para producir ácidos

II. Reacción de sustitución simple de los no metales: Ciertos halógenos son más reactivos
que los demás. Los halógenos más activos reaccionan con los compuestos que
contienen iones de los halógenos menos activos, en el siguiente orden F2, Cl2, Br2, I2.

Ejemplo de reacciones de los óxidos no metales con agua.

Escribe una ecuación balanceada de la reacción del P4O10 con agua para formar acido fosfórico
H3PO4

P4O10 + H2O → H3PO4

P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4 (balanceada)

Ejemplo de reacciones de sustitución simple de los no metales

Br2 + NaCl (ac) → No hay reacción

5 Química II Capitulo 10 “Química de Ralph Burns”

REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCION

Las reacciones de doble sustitución o de metátesis, es una relación en las que los átomos se
intercambian mutuamente. Las reacciones de este tipo se llevan a cabo en solución acuosa,
cuando al menos uno de los productos es:

1. Un sólido insoluble o casi insoluble, conocido como precipitados.

2. Un compuesto covalente estable, incluso el agua y los gases comunes.

La fuerza motriz de estas reacciones y muchas otras, es la formación de un producto estable:

I. Formación de un gas.

II. Reacciones de precipitación.

Ejemplos de la formación de un gas

1-. H2SO4 + NaCl → HCl (g) + NaHSO4

2-. HCl (ac) + NaCN → HCN (g) + NaCl

Ejemplo de reacciones de precipitación.

Pb(NO3)2 (ac) + 2 KI (ac) → PbI2 (s) + 2 KNO3 (ac)

6 Química II Capitulo 10 “Química de Ralph Burns”

ECUACIONES IONICAS Y ECUACIONES IONICAS NETAS

Una ECUACIÓN IÓNICA es la ecuación química que muestra todos los iones disueltos (acuosos)
escritos por separado. Esta muestra con más exactitud lo que ocurre durante una reacción
pero puede ser bastante larga y parecer complicada. Existen algunos iones que aparecen como
reactivos y como productos a los cuales se les llama IONES ESPECTADORES, los cuales pueden
omitirse y si se omiten se obtiene una ecuación que se le denomina ECUACION IONICA NETA,
esta ecuación incluye únicamente los iones que reacción para forma el precipitado.

Ejemplo

Escribe la ecuación siguiente, primero como ecuación iónica y luego como ecuación iónica
neta.

3NaOH (ac) + FeCl3 (ac) → 3NaCl (ac) + Fe(OH)3 (s)

La ecuación iónica se escribe de la siguiente manera:

3Na+ (ac) + 3OH- (ac) + Fe3+ (ac) + 3 Cl- (ac) → 3Na+ (ac) + 3Cl- (ac) + Fe(OH)3 (s)

La ecuación iónica neta se escribe de la siguiente manera:

3OH- (ac) + Fe3+ (ac) → Fe(OH)3 (s)

NEUTRALIZACION: UNA REACCION DE SOBLE SUSTITUCIÓN.

Un acido que contiene iones H+, neutraliza una base que contiene iones OH- y forman agua y
una sal. Esta sal contiene el catión de la base y el anión del acido. La fuerza motriz de esta
reacción de neutralización es la reacción de los iones H+ con los iones OH- para forma
moléculas covalentes estables en agua.

Ejemplo

HCL (ac) + NaOH (ac) → H2O(I) + NaCl (ac)

7 Química II Capitulo 10 “Química de Ralph Burns”