Este documento proporciona una introducción a varios tipos de reacciones químicas, incluidas las reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento y combustión. Explica los conceptos clave como los reactivos, productos, coeficientes estequiométricos y números de oxidación. También cubre métodos para escribir ecuaciones químicas como el método algebraico, de tanteo y redox.

1. REACCIONES
QUÍMICAS
REALIZADO POR:
García Jessica, Gordillo
Fernando, Guerrero Dayanna,
Juca Andrea, Pogo Yaritza
TITULACIÓN:
BIOQUÍMICA Y FARMACIA
IINGENIERO:
Juan Ignacio Burneo

2. Síntesis o Composición
o combinación
 Reaccionan para generar un solo producto.
El producto es complejo.
 Forma general que presenta este tipo de reacciones
A+B  AB, donde A y B representan cualquier sustancia
química.
EJEMPLOS: SO3 + H2O → H2SO4
Ácido sulfúrico

3. • EJEMPLOS:
• Resultan al combinar un óxido básico + agua hidróxido
O al combinar el óxido de un no metal + agua  oxi-ácido.
Na2O + H2O → 2Na (OH)
SO3 + H2O → H2SO4
• Dan al combinar un no metal + con hidrógeno, hidrácido.
Cl2+ H2 → 2HCl
La oxidación de un metal, también es una reacción de síntesis o de
combinación.
4Na + O2 → 2Na2O

4. Generalmente se necesita calor
para que ocurra la reacción.
Reacción produce dos o más
sustancias distintas.
Productos pueden ser
elementos o compuestos.
Descomposición o análisis:
Descomposición del agua: 2H2O +
(Calor)  2H2 + O2

5. El óxido de mercurio II
se descompone para
formar los elementos
de mercurio y oxígeno:
2HgO  2Hg + O2.
El hidróxido de sodio
se descompone en
hidrógeno y sodio
2NaH  2Na + H2
Descomposición del
grafito
2C(grafito) + H2 
C2H2.

6. La
descomposición
del agua
2H2O + (Calor)  2H2 + O2
Descomposición
del sulfato
férrico
Fe2 (SO4)3 + (Calor)  SO2
+ Fe2O3.

7. Desplazamiento o
Sustitución sencilla
 Un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en
un compuesto.
 Los metales reemplazan metales y los no metales reemplazan
no metales.
 La actividad de los metales es en orden de mayor a menor
actividad.
Ácido clorhídrico más Zinc: 2HCl + Zn  ZnCl2 + H2

8. Magnesio + Sulfato cúprico: Mg + CuSO4  MgSO4 + Cu
Ácido clorhidrico + Zinc: 2HCl + Zn  ZnCl2 + H2
Ácido sulfúrico + aluminio: H2SO4 + Al  Al2 (SO4) + H2
Fierro +Nitrato de plata: Fe + Ag (NO3)  Ag2 + Fe (NO3)
Ácido Meta fosfórico + Calcio: HPO3 + Ca  CaPO3 + H

9. Doble desplazamiento o
Intercambio
AB+ CD 
AD +CB.
Reacciones el ion positivo de un
compuesto se combina con el ion
negativo y viceversa.
Uno de los
reactantes debe
estar en una
solución acuosa.

10. AgNO3 + HCl  HNO3 + AgCl
H2SO4 + 2 NaOH  2 H2O + Na2SO4
H2CO3 + NaCl  Na2 CO3 + 2HCl
HClO3 + Na2S4  Na2 (ClO3) + Na4S2

11. Se caracterizan porque un hidrocarburo orgánico se combina con
el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono.
Liberan grandes cantidades de energía.
Las reacciones de combustión son esenciales para la vida.
Respiración celular ejemplo más común de esta reacción.
Forma general: Hidrocarburo + O2  H2O + CO2.
EJEMPLOS:
Reacción de la glucosa: C6H12O6 + O2  H2O + CO2

12. Reacción de la glucosa: C6H12O6 + O2  H2O + CO2
Cuando quemas un papel
Al prender un mechero.
se quema un auto

13. ECUACIONES
QUÍMICAS
El balanceo de ecuaciones busca igualar
los átomos en ambos lados de la ecuación,
para mantener la Ley de Lavoisier.

14.  MÉTODO ALGEBRAICO
Plantear la ecuación a
resolver
Identificar los
coeficientes
Se plantean ecuaciones
igualando el número de
átomos de cada elemento
presentes en reactivos y
productos.
a MnO2 + b HCl → c MnCl2 + d Cl2 + e
H2 O
a, b, c, d y e son los coeficientes
estequeométricos a hallar.
Mn: a = c
O: 2 a = e
H: b = 2 e
Cl: b = 2 c + 2 d

15. Para resolverlos se
asigna el valor 1 a uno
de los coeficientes.
Se despeja d y se tiene
Puede entonces
plantearse la
reacción
Se tiene: 1 = a = c
2* 1 = 2 = e
e =2
2* 2 = 4 = b
b=4
b – 2c / 2 = d
reemplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 – 2 / 2 = 1
d=1
1MnO2 + 4 HCl → 1MnCl2 + 1 Cl2 + 2
H2O

16.  MÉTODO DE TANTEO
Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.
CaF2 + H2SO4 CaSO4 + HF
 Ecuación no balanceada
El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al
azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.
CaF2 + H2SO4  CaSO4 + 2 HF
 Ecuación balanceada

17.  MÉTODO REDOX
Se conoce como reacción REDOX aquella donde los
números de oxidación de algunos átomos cambian al
pasar de reactivos a productos.
Oxidación: Es la pérdida de
electrones que hace que los
números de oxidación se
incrementen.
Na0  Na+1 Oxidación
Reducción: Ganancia de electrones
que da lugar a que los números de
oxidación se disminuyan.
H+12  H02 Reducción

18. K2Cr2O7 + H2O + S  SO2 + KOH + Cr2O3
• Escribir los números de oxidación de todas las especies y
observar cuáles son las que cambian.
K+12Cr+62O-27 + H+12O-2 + S0  S+4O-22 + K+1O-2H+1 + Cr+32O-23
• Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción.
+6 e
Cr+62
S0
- 4e
Cr+32
Reducción
S+4
Oxidación

19. • Igualar el número de electrones ganados al número de
electrones perdidos.
+12 e
2
Cr+62
®
2Cr+32
- 12e
3
S0
®
3 S+4
• Hacer una sumatoria de las hemirreacciones para obtener
los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las
especies correspondientes.
3 S0 + 2Cr+62
2K2Cr2O7 + H2O + 3S
= 3 S+4 + 2Cr+32
= 3SO2 + KOH + 2Cr2O3

20. Terminar de balancear por tanteo.
2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S = 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3
Ecuación Balanceada

21. BIBLIOGRAFIA
http://www.amschool.edu.sv/paes/science/reacciones.htm
http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/index6.htm
http://www.slideshare.net/ELIASNAVARRETE/reacciones-qumicas12908005
Levenspiel, O. (2002). Ingeniería de las reacciones químicas. Reverté.
Whitten, K. W., Gailey, K. D., Davis, R. E., Ortega, M. T. A., &
Muradás, R. (1992). Química general. Madrid: McGraw-Hill.

22. GRACIAS