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REACCIONES QUÍMICAS
ATENDIENDO A LA ESTRUCTURA de las reacciones podemos clasificarlas en:
Reacciones de combinación o síntesis. En ellas se forman uno o varios compuestos a
partir de elementos o compuestos. Algunos ejemplos son:
N2 + 3 H2 ՜ 2 NH3
2 Mg + O2 ՜ 2 MgO

(metal + O2)

C + O2 ՜ CO2

(no–metal + O2)

S + O2 ՜ SO2
CaO + H2O → Ca(OH)2

(óxido metálico + H2O → hidróxido)Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓
SO3 + H2O ՜ H2SO4

(anhídrido + H2O → ácido)

Reacciones de descomposición. Al contrario que en el caso anterior, en esta ocasión
tiene lugar la escisión de un compuesto en varios elementos o compuestos.
Generalmente la descomposición se produce al aumentar la temperatura.
2 H2O ՜ 2 H2 + O2 (electrolisis)
H2O2

→ H2O + ½ O2

HgO ՜ Hg + ½ O2
CaCO3 → CaO + CO2HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
2 KClO3

( MnO2)
——→ 2 KCl + 3 O2

(NH4)2CO3 ՜ 2 NH3 + CO2 + H2O
Reacciones de sustitución o desplazamiento. En ellas, un elemento desplaza a otro en
un compuesto. Pueden ser de oxidación–reducción o precipitación según las especies
químicas presentes. (Para poder predecir las reacciones hay que ayudarse de la tabla de
potenciales de reducción y de latabla de productos de solubilidad)
Todos los elementos que, en la tabla de potenciales de reducción, están por encima del
hidrógeno lo desplazan produciendo hidrógeno gas. Lo mismo ocurre con carácter
general, así el Zn que está por encima desplaza al Cu2+ precipitándolo.
Zn + 2 HCl ՜ ZnCl2 + H2 ↑

(ácido + metal)

Na + H2O ՜ NaOH + H2 ↑

(alcalino + H2O)

Cu + HCl ՜ nada
Zn + CuSO4 ՜Cu + ZnSO4

(desplazamiento metales)

Br2 + 2 NaI ՜ 2 NaBr + I2 ↓

(desplazamiento halógenos)

Reacciones de doble desplazamiento. Como su nombre indica, existe «un intercambio»
de elementos en dos o más compuestos de la reacción.
2 KI + Pb(NO3)2 → PbI2 ↓ + 2 KNO3
HCl + NaOH ՜ NaCl + H2O

(Neutralización)

2 HCl + Na2CO3 → 2 NaCl + CO2 + H2O (carbonato+ácido)
ATENDIENDO AL TIPO DEPROCESO las reacciones más importantes son:
Reacciones de combustión. El carbono y todos los hidrocarburos arden produciendo
dióxido de carbono y vapor de agua, a la vez que liberan gran cantidad de calor:
CH4 + O2 ՜ CO2 + 2 H2O (combustión hidrocarburo → CO2 + H2O
Combinación de un metal con oxígeno: Da lugar a un óxido metálico (aunque no
todos los metales se oxidan)
2 Mg + O2 ՜ 2 MgOCombinación de un No metal con oxígeno: Da lugar a un óxido no metálico o
anhídrido
S + O2 ՜ SO2
Reacción de un óxido metálico con agua: Da lugar a un hidróxido o base
MgO + H2O ՜ Mg(OH)2
Reacción de un anhídrido con agua: Da lugar a un ácido (al ácido del mismo nombre
que el anhídrido y se obtiene sumando el H2O a la fórmula del anhídrido).
SO2 + H2O ՜ H2SO3
Reacciones ácido – base oreacciones de neutralización: Cuando un ácido reacciona
con una base en medio acuoso da como resultado la sal del ácido y agua:
NaOH + HCl ՜ NaCl + H2O

Reacción de un óxido metálico con un anhídrido: Da la sal del ácido al que daría
lugar ese anhídrido por adición de agua y del metal del óxido metálico. Es muy parecida
a una neutralización, pero sin agua.
CaO + CO2 ՜ CaCO3
Reacción de un ácido yun metal no noble (*). Da sal y se desprende hidrógeno.
(* Realmente un metal desplaza al hidrógeno de un ácido si tiene un potencial de
reducción menor, es decir, si en la tabla de potenciales de reducción está por encima del
hidrógeno, como es el caso del calcio, aluminio, zinc, hierro, etc. Eso no ocurre con los
metales que están por debajo como el cobre, plata o el oro.)
HCl + Al ՜ AlCl3+ H2
Reacción de un ácido fuerte con sal de otro ácido más débil. Da lugar a la sal del
fuerte y liberando el ácido débil. (Hay tablas en la que se ordenan los ácidos según su
fuerza)
HCl + FeS ՜ FeCl2 + H2S
HCl + CaCO3 ՜ CaCl2 + H2CO3 ՜ CaCl2 + H2O + CO2
Cuando un ácido fuerte reacciona con la sal de otro ácido igual de fuerte lo desplaza de
su sal si el ácido formado es más volátil,...