Este documento proporciona una introducción a las reacciones químicas, incluyendo las definiciones de reacción química y ecuación química. Explica los tipos principales de reacciones como combinación, descomposición, desplazamiento y neutralización. También cubre conceptos como exotérmico, endotérmico, combustión completa e incompleta, y oxidación y reducción. El documento ofrece esta información fundamental sobre la estequiometría química.

1. QUÍMICA GENERAL
Estequiometria
Profesora : Carrillo Erminia

2. ¿Qué es una reacción Química?
 Es la transformación de una o más sustancias en otras distintas.
 Las sustancias reaccionan mediante choques efectivos entre sí, dándose la ruptura y
formación de enlaces químicos.
Reactivos Productos

3. • Las claves o evidencias que nos indican cuándo ha ocurrido una reacción
química, son:
 Formación de precipitados (sustancias sólidas insolubles en el agua).
 Cambio de temperatura (liberación o absorción de energía calorífica).
 Formación de gases (burbujas).
 Desprendimiento de luz.
 Cambio de olor.
 Cambio de color.
 Reacción química

4.  Bicarbonato de sodio y vinagre
 Zinc y sulfato de cobre
 Reacción química

5.  Ecuación Química
 Es la representación simbólica de una reacción, donde se específica la parte
cualitativa y cuantitativa de los reactantes y productos.
Reactivos Productos
aA + bB cC + dD
NaOH(ac) + HCl (ac) NaCl (ac) + H2O(l)

6. aA(s) + bB(ac) cC (l) + dD(g)
 Es una expresión en la cual se tiene la siguiente información:
Símbolo Significado
(s) Indica que la sustancia está en fase sólida
(l) Indica que la sustancia está en fase líquida
(g) Indica que la sustancia está en fase gaseosa
(ac) La sustancia está disuelta en agua
→ Simboliza el sentido de la reacción, indica que A y B se transforman en C y D
↔ Indica que la reacción es reversible
↑ Indica desprendimiento de gas
↓ Formación de un precipitado
 Simboliza la energía calorífica (calor)
 Ecuación Química

7. Tipos de reacciones químicas
2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)
a) Reacciones de Combinación o Adición
2 Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s)
 A partir de dos o más reactantes se obtiene un solo producto.

8. 2 KClO3 2 KCl + 3O2
b) Reacciones de Descomposición
2 NaCl 2 Na + Cl2
Corriente eléctrica
2 H2O2 2 H2O + O2
Luz
 De un solo reactante se obtiene dos o más productos.
 Reacciones de pirólisis, electrólisis y fotólisis.

9. Zn(s) + 2 HCl(ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)
c) Reacciones de desplazamiento o sustitución simple
Fe(s) + CuSO4 (ac) FeSO4 (ac) + Cu (s)
Cl2 (g) + 2 NaBr(ac) 2 NaCl (ac) + Br2 (l)
 Cuando un elemento libre desplaza o sustituye a otro elemento que forma parte de
un compuesto.

10. d) Reacciones de Desplazamiento doble (Metátesis)
 Es aquella en la cual dos elementos en dos compuestos diferentes intercambian de
posición. Generalmente los reactantes están en solución acuosa.

11. * Reacciones de Precipitación
2 AgNO3(ac) + Na2CO3(ac) Ag2CO3(s) + 2 NaNO3(ac)
 En estas reacciones se producen sustancias parcialmente solubles o insolubles
(precipitados). Los precipitados por lo general presentan colores típicos, motivo por el cual
son usados en química analítica para reconocimiento de elementos y compuestos.
AgNO3(ac) + NaCl(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac)
Pb(NO3)2 (ac) + 2 KI(ac) PbI2(s) + 2 KNO3(ac)

12. HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)
ácido + base sal + agua
H2SO4(ac) + 2 NaOH(ac) Na2SO4(ac) + 2 H2O(l)
* Reacciones de neutralización
 Son reacciones según el mecanismo Ácido-base.

13.  Irreversible
* La reacción se lleva a cabo en un sólo sentido.
AgNO3 + HCl AgCl + HNO3
 Reversible
* La reacción ocurre en ambos sentidos, de izquierda a derecha y viceversa.
N2 + 3 H2 2 NH3
e) Reacciones de acuerdo a la Dirección

14.  Exotérmica
* Cuando la reacción libera, produce, genera energía.
NaOH + HCl NaCl + H2O + calor
 Endotérmica
* Cuando la reacción requiere de energía para llevarse a cabo.
2 H2O + energía 2 H2 + O2
f) Reacciones de acuerdo a la Energía

15.  Combustión Completa
 Mayor poder calorífico.
 El oxígeno esta en cantidades adecuadas.
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
 Combustión Incompleta
 Menor poder calorífico.
 El oxígeno se encuentra en menor proporción.
CH4 +
3
2
O2 CO + 2 H2O
g) Reacciones de Combustión

16.  Reacciones que se dan mediante la transferencia de electrones, es decir hay átomos que
pierden electrones (Oxidación) y átomos que ganan electrones (Reducción). Se da la
variación del estado de oxidación.
Reducción Oxidación
Se gana electrones Se pierde
electrones
E.O. disminuye E. O. aumenta
Actúa como agente
oxidante
Actúa como
agente reductor
h) Reacciones de Oxidación y Reducción

33. Gracias