Diapositivas sobre los tipos de reacciones químicas que podemos encontrar.

1. UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR
FACULTAD DE FILOSOFÍA,
LETRAS Y CIENCIAS DE LA EDUCACIÓN
CARRERA DE PEDAGOGÍA DE LAS CIENCIAS
EXPERIMENTALES PEDAGOGÍA EN BIOLOGIAY QUIMICA
QUÍMICA INORGÁNICA
TEMA: TIPOS DE REACCIONES

2. REACCIONES QUÍMICAS

3. EVIDENCIA DE REACCIONES
QUÍMICAS
• Cambio de color
• Liberación de energía en forma de luz o
calor
• Absorción de energía (disminución de
temperatura)
• Cambio de olor
• Aparición de burbujas o sólidos

4. REPRESENTACIÓN DE UNA
REACCIÓN QUÍMICA
¿PARA QUÉ?
Para describir los cambios que
suceden en la naturaleza debido al
reordenamiento de los átomos de la
materia de forma objetiva,
cuantitativa y ordenada.

5. ECUACIONES QUÍMICAS
1. Muestran las sustancias que inician una
reacción, las cuales se denominan
REACTIVOS.
2. Muestran las sustancias que se forman
debido a la reacción, las cuales se
denominan PRODUCTOS.
3. Muestran la dirección a la cual progresa
4. una reacción mediante una FLECHA
(no es una igualdad).

6. reactivo 1 + reactivo 2 → producto 1+ producto 2
Símbolo Significado
+ Separa 2 o más reactivos o productos
→ Separa reactivos de productos
(s) Identifica el estado sólido
(l) Identifica el estado líquido
(g) Identifica el estado gaseoso
(ac) Identifica la solución en agua

7. Antes hay que saber:
¿Qué es un coeficiente?
Es un número escrito frente a un símbolo
químico de un elemento o compuesto que
indica el menor número de moléculas o
fórmulas unitarias involucradas en una
reacción. Generalmente es un número
entero y no se escribe si su valor es igual
a 1.
Ejemplo:
3KCL, 2H2O, 6HCL

8. ¿Qué es un subíndice?
Es un número entero escrito con letras
pequeñas después de un símbolo de
un elemento químico que indica la
forma en que este se encuentra
naturalmente, indica el número de
átomos de un elemento. No debes
modificarlos ya que si lo haces
cambias la identidad de la sustancia.
Ejemplo:
O2, Cl2, H2, F2

9. REACCIONES QUÍMICAS
SEGÚN SU VELOCIDAD

10. Reacciones rápidas
La cantidad de producto formado o la
cantidad de reactante consumido por
unidad de tiempo es muy pequeña.
Reacciones lentas
Cantidad de producto formado o la
cantidad de reactante consumido por
unidad de tiempo es grande.

11. EJEMPLOS
Na + H2O → NaOH
Rápida, tarda muy poco en consumir todo el
sodio.
Fe + O2→ FeO
Lenta, el hierro se oxida con el aire a una
velocidad baja.

12. FACTORES QUE INCIDEN EN
LA REACCIÓN
– La naturaleza de los reactantes.
– La concentración de los reactantes.
– La temperatura.
– La presencia de catalizadores

13. Clasificación de las reacciones químicas
1. Síntesis
2. Combustión
3. Descomposición
4. Desplazamiento o
sustitución simple
5. Doble desplazamiento
o sustitución doble.

14. Reacciones de SÍNTESIS
• Reacción en la cual dos elementos o
compuestos originan un solo producto.
A + B C
Ejemplos
2 elementos: Na (s) + Cl (g) NaCl (s)
2 compuestos: CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (s)
1 elemento + 1 compuesto:
2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g)

15. Reacciones de COMBUSTIÓN
• En este tipo de reacciones el oxígeno se
combina con otra sustancia y libera energía
en forma de luz y calor. Las reacciones de
combustión son muy comunes, aquí hay
unos ejemplos.
1. Combustión de carbón para producir energía
eléctrica:
C (s) + O2 (g) CO2 (g)
2. Combustión del gas natural para producir
energía mecánica y térmica.
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l)

16. Reacciones de DESCOMPOSICIÓN
• En estas reacciones un solo compuesto se
divide en dos o más elementos o nuevos
compuestos. Son opuestas a las reacciones
de síntesis y por lo general requieren de una
fuente de energía como luz, calor o
electricidad para realizarse.
AB A + B
Ejemplos
NH4NO3(s) N2O (g) + 2H2O (l)

17. PRÁCTICA
Escribe las ecuaciones químicas para las
siguientes reacciones y clasifícalas en tantas
categorías como te sea posible.
1. Los sólidos aluminio y azufre reaccionan
para producir sulfuro de aluminio.
2. Los gases dióxido de nitrógeno y oxígeno
reaccionan para producir pentóxido de
dinitrógeno gaseoso.
3. El gas etano (C2H6) arde en el aire,
produciendo dióxido de carbono gaseoso y
vapor de agua.

18. Reacciones de SUSTITUCIÓN SIMPLE
• Es una reacción en la cual los átomos de un
elemento sustituyen o reemplazan los átomos
de otro en un compuesto.
A + BX AX + B
Ejemplos
1. 2Li (s) + 2H2O (l) 2LiOH (ac) + H2 (g)
El litio (un metal) desplaza 1 átomo de hidrógeno
de la molécula de agua.
2. Cu (s) + 2AgNO3 (ac) 2Ag (s) + Cu(NO3)2 (ac)
Los átomos de cobre (otro metal) sustituyen a
los átomos de plata ( otro metal).

19. 3. F2 (g) + 2NaBr (ac) 2NaF + (ac) + Br2 (l)
Un no metal (el flúor) reemplaza a otro no metal
(el bromo).
La capacidad de una sustancia de
reaccionar con otra se denomina
REACTIVIDAD.
Los elementos más reactivos pueden
desplazar a los elementos menos
reactivos, generándose una reacción, sin
embargo, un elemento menos activo no
puede reemplazar a otro más activo, por lo
cual no se genera una reacción química.

20. METALES
Litio
Rubidio
Potasio
Calcio
Sodio
Magnesio
Aluminio
Manganeso
Zinc
Hierro
Níquel
Estaño
Plomo
Cobre
Plata
Platino
Oro
Mas
activo
Menos
activo
HALÓGENOS
Flúor
Cloro
Bromo
Yodo
Serie de reactividad
de metales y
halógenos

21. Por ejemplo:
Br2 (g) + 2NaF (ac) NR
Fe (s) + CuSO4 (ac) FeSO4 + Cu (s)
Mg (s) + AlCl2 (ac) MgCl2 (ac) + Al (s)
Br2 (l) + MgCl2 (ac) NR

22. Predice si ocurrirán las siguientes
reacciones:
• K (s) + ZnCl2
• Cl2 (g) + HF (ac)
• Fe (s) + Na3PO4 (ac)

23. Reacciones de SUSTITUCIÓN
DOBLE
• Implica el intercambio de iones entre dos
compuestos.
A(+)X(-) + B(+)Y(-) A(+)Y(-) + B(+)X(-)
• Todas las reacciones de doble sustitución
producen un precipitado (sólido resultado
de una reacción química), un gas o agua.
Ejemplo:
Ca(OH)2 (ac) + 2HCl CaCl2 (ac) + 2H2O (l)

24. Pasos para reacciones de doble
desplazamiento
1.Escribe los componentes de los
reactivos en una ecuación con estructura
básica.
Al(NO3)3+H2SO4
2.Identifica los aniones y cationes de
cada compuesto
Al+, NO3-
H+ , SO4-
3.Cruza los cationes y aniones de los
compuestos
4.Escribe las fórmulas de los productos
5. Escribe la ecuación completa
6: Balancea la ecuación

25. Ejemplo: predecir una reacción
de doble sustitución
• H​2​​SO​4​​(ac)+Ba(OH)​2​​(ac)→

26. SEGÚN EL SENTIDO DE
LA REACCIÓN

27. EJEMPLOS
1. N2 (g) + 3H2(s) ↔ 2NH3 (g)
2. H2 (g) + I2(s) ↔ 2HI (g)
3. C(s) + O2 (g) ↔ 2CO (g)

28. Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar
a que se formen los reactivos iniciales.
Ejemplos
1. NaCl (ac) + AgNO3 (ac) → AgCl(s) + NO3
(g)
2. 2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
3. 4Na + O2 → 2Na2O
4. 2K + 2HNO3 → 2KNO3 + H2

29. REACCIONES QUÍMICAS SEGÚN
LA ENERGÍA IMPLICADA EN EL
PROCESO

30. Cuando al producirse, hay
desprendimiento o
se liberado calor

31. Reacciones de Combustión: desprenden altas cantidades
de energía que pueden incluso generar fuego:
1.CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor
2.2 H2 + O2 → 2 H2O + calor
3.C + O2 → CO2 + calor
4.2 CH3OH + 3 O2 → 2 CO2 + 2 H2O + calor
Reacciones de oxidación:
1.2 Fe + O2 → 2 FeO + calor
2.4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 + calor
3.2 Mg + O2 → 2 MgO + calo (Revelo, 2014)

32. Reacción química que absorbe
energía.
Incremento
de entalpía
positivo
Reactivos + energía → Productos

33. Reacciones de Electrólisis
NaCl + energía → Na+ + Cl-
2 H2O + energía → 2 H2 + O2
Formación de compuestos
Fotosíntesis: 6 H2O + 6 CO2 + energía (luz) → C6H2O6 + 6
O2
Ozono: 3O2 + energía (luz ultravioleta) → 2O3

34. REACCIONES POR
TRANSFERENCIA DE
PROTONES (ÁCIDO-
BASE)

35. CARACTERÍSTICAS
ÁCIDOS:
• Tienen sabor agrio.
• Son corrosivos para
la piel.
• Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
• Disuelven sustancias
• Atacan a los metales
desprendiendo H2.
• Pierden sus
propiedades al
reaccionar con bases.
BASES:
• Tiene sabor amargo.
• Suaves al tacto pero
corrosivos con la piel.
• Dan color azul a
ciertos colorantes
vegetales.
• Precipitan sustancias
disueltas por ácidos.
• Disuelven grasas.
• Pierden sus
propiedades al
reaccionar con ácidos

36. Teoría de Arrhenius sobre ácidos y
bases.
• Ácido es aquella sustancia que en
disolución acuosa produce iones
hidrógeno H+ , o bien iones hidronio
H3O +
• Ejemplos:
• H Cl → Cl- + H+ o bien
• HCl + H2 O → Cl- + H3O+
• H2 SO4 → SO4 2- + 2 H+ o bien
• H2 SO4 + H2 SO4 → SO4 2- + 2 H3O

37. Teoría de Arrhenius sobre ácidos y
bases.
• Base es aquella sustancia que en
disolución acuosa produce iones hidróxido
OH al disociarse.
• Ejemplos:
• Na OH → Na+ + OH-
• Ba(OH)2 → Ba2+ + 2 OH-

38. Teoría de Brönsted-Lowry sobre
ácidos y bases.
• Ácido es toda sustancia capaz de ceder
protones H+ .
• Base es toda sustancia capaz de aceptar
protones.
• Por tanto cada ácido o cada base tendrán,
respectivamente, una base o un ácido
conjugado existiendo un equilibrio entre
ambos.
• Ácido (1) + Base (2)⇔ Base (1) +Ácido (2)

39. Fuerza relativa de ácidos y
bases.
• Se entiende por ácidos o bases fuertes,
aquellos que en disolución acuosa se
encuentran totalmente disociados, el
equilibrio está totalmente desplazado
hacia la derecha.
• HCl + H2O → Cl- + H3O+

41. REACCIONES DE
TRANSFERENCIA DE
ELECTRONES
(ÓXIDO-REDUCCIÓN)

42. Definiciones generales

43. • OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de
oxidación).
• Ejemplo: Cu  Cu2+ + 2e–
• REDUCCIÓN: Ganancia de
electrones
(o disminución en el número de
oxidación).
• Ejemplo: Ag+ + 1e– Ag

44. Ejemplo: Cu +AgNO3
• Introducimos un
electrodo de cobre en
una disolución de
AgNO3,
• De manera espontánea
el cobre se oxidará y se
reducirá pasando a ser
plata metálica.

45. Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2
• Al introducir una
lámina de zinc en
una disolución de
Pb(NO3)2.
• La lámina de Zn se
recubre de una capa
de plomo.

46. Ejemplo: Comprobar que la reacción de
formación de hierro es una reacción redox
Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2 Indicar los
E.O. de todos los elementos antes y
después de la reacción.

47. Formule, complete y ajuste las siguientes
reacciones, justificando de que tipo son:
a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco.
b) Carbonato cálcico más calor.

48. Tipos de reacción:
• Precipitación: dos compuestos iónicos
acuosos forman un nuevo compuesto
iónico que no es soluble en agua.
• Pb(NO​3​​)​2​​(ac)+2KI(ac)→2KNO​3​​(ac)+PbI
2​​(s)

49. Tipos de reacción:
• Neutralización: reacciones de
desplazamiento doble que ocurre entre un
ácido y una base.
• HF(ac) + NaOH(ac)  H2O+ NaF(ac)
ácido+base→H2O+sal