Este documento presenta información sobre reacciones químicas. Define reacción química como un cambio en el que los reactantes se transforman en productos mediante la ruptura y formación de enlaces. Explica conceptos como ecuación química, evidencias de reacción, clasificación de reacciones (adición, descomposición, desplazamiento, doble desplazamiento), variación de entalpía en reacciones exotérmicas y endotérmicas, y reacciones redox. También cubre métodos para balancear e

1. Q
Qu
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20
01
12
2
C
Cl
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se
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Nº
º 1
10
0
Reacciones químicas
Profesor: Antonio Huamán
1
1

2. REACCIONES QUÍMICAS
CONCEPTO
Son cambios o transformaciones en la cual una o más sustancias
iniciales llamadas reactantes, mediante choque efectivos entre si,
originan la ruptura de enlaces, produciéndose entonces la formación
de nuevos enlaces químicos, los que darán lugar a la formación de
nuevas sustancias denominados productos con propiedad distintas a
los reactantes.
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2

3. ECUACIÓN QUÍMICA
Una ecuación química es la representación escrita y abreviada
de una reacción química.
 A la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos
(sustancias reaccionantes)
 A la derecha se escriben las fórmulas de los productos
(sustancias resultantes)
 Separadas por una flecha.
También pueden contener información sobre el estado físico de las
sustancias y sobre las condiciones de la reacción.
Ejemplo:
1CaCO3(s)  2HCI(ac) 
⏟ 1CaCI2(ac)
 1CO2(g)1H2O(I)
1––
–
2–––
3sentido de la1––––
2––––
3
Reac tantes Reacción Pr oductos
3
3

4. Donde:
sólido (s) líquido (l) gaseoso (g)
vapor (v) acuoso (ac)
1, 2,1, 1 y 1 coeficientes estequiométricos
EVIDENCIAS DE OCURRENCIA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
 Liberación de gas (burbujas)
 Cambio en color, olor y sabor
 Formación de precipitados (son los insolubles)
 Variación en la temperatura del sistema (cambio térmico)
4
4

5. 5
5
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
I. POR LA NATURALEZA DE LOS REACTANTES
• Reacción de Adición (Síntesis). Cuando reaccionan dos o
más reactantes para formar un solo producto
Ejemplo:
 Las reacciones entre dos no metales dan compuestos
covalentes:
N2 + 3 H2  2 NH3
 Las reacciones entre un no metal y un metal dan sales:
S + Fe  FeS
 Las reacciones entre un óxido y agua producen hidróxidos:
CaO + H2O  Ca(OH)2
 Las reacciones entre un anhídrido y agua producen ácidos:
SO2 + H2O  H2SO3
 Las reacciones entre un óxido y un anhídrido dan sales:

6. En general:
• Reacción de Descomposición. Denominada también de análisis
se caracteriza porque a partir de un reactante, se obtiene 2 o más
productos. Por lo general se necesita energía.
Ejemplo:
2CuO s 


2Cu(s) O2(g) : Pirólisis
2H2O2 � 
L

uz

2H2O  � O2(g) : Fotólisis
2NaCI � 
C

.E

.
2Na � CI2(g) : Electrólisis
En general:
3. Reacción de Desplazamiento Simple. Es la reacción de una
sustancia simple (elemento químico) con un compuesto, donde el
elemento desplaza a otro que se encentra formando parte del
compuesto. Esto se fundamenta en la mayor actividad química.
Ejemplo: 6
6
un reac tanteD  E  ......
A  B ........  un producto

7. 2
 Algunos metales reaccionan con ciertos ácidos reemplazando
el hidrógeno y formando la sal correspondiente:
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
 Un metal puede ser desplazado de sus sales por otro metal
más activo:
Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu
En General:
A  CD AD  C
4. Reacción de Doble Desplazamiento (METATESIS). Es la
reacción
entre dos compuestos donde existe un intercambio de elementos
generando dos compuestos. En este tipo de reacción los reactantes
están generalmente en medio acuoso.
Ejemplo:
Precipitado AgNO3 
 HCl  AgCl  HNO3
Neutralización Ca(OH )2  H2 SO4 CaSO4
 2H O
7
7

8. En General: AB  CD AD  CB
II. POR LA VARIACIÓN DE LA ENERGÍA (ENTALPÍA)
Entalpía (H). Indica el contenido calórico característico de cada
sustancia química. Se mide a 25ºC y 1 atm. llamada condición
Standard.
El cuadro siguiente muestra algunos valores de entalpía.
Sustancia NO NO2 H2O NaCl H2
H(kcal/mol) 20 8 -68 -98 0
Cambio de Entalpía (ΔH). Se llama calor de reacción y
determina la energía liberada o absorvida a condición Standard
Sea la reacción: A + B C + D
HR HP
8
8

9. ΔH = HP - HR
HP: Entalpía de los productos
HR: Entalpía de los reactantes
• Reacción Exotérmica (ΔH < 0). Reacción en donde hay una
pérdida (libera) neta de energía en forma de calor, por lo tanto
la entalpía de los productos es menor respecto a los
reactantes.
Ejemplo:
SO2 
1
O2
2
 SO3  23,49
kcal
ó
mol
SO 
1
O  SO ...........H  23,49
k cal
2
2
2 3
mol
9
9

10. • Reacción Endotérmica (ΔH > 0). Reacción en donde existe
una ganancia (absorve) neta de energía (calor) por lo tanto la
entalpía de los productos es mayor respecto a los reactantes.
Ejemplo:
Al2O3  2Fe 203
kcal

mol
 2Al  Fe2O3 ó
Al2O3  2Fe  2Al Fe2O3........H  203
k cal
mol
1
10
0

11. aumenta
2e-
Cl
0
2
#e-
= 2(-1) – 2(0) = -2
1
11
1
III. POR LA VARIACIÓN DEL ESTADO DE OXIDACIÓN
• Reacción Redox. Son aquellos procesos en la que se verifica
una ganancia y pérdida de electrones simultáneamente, por lo
tanto al menos un elemento cambia su estado de oxidación
E.O. Son procesos donde ocurre la oxidación y reducción.
• Oxidación. Son semireacciones en donde existe un
aumento en el estado de oxidación debido a la pérdida
de
electrones.
Ejemplo:
0
aumenta
+3
Fe - 3e- Fe #e-
= (0) – (+3) = -3
-1
2Cl -

12. • Reducción. Son semireacciones en donde existe una
disminución en el estado de oxidación debido a la
ganancia de electrones.
Ejemplo:
disminuye
+6 +2
S + 4e- S #e-
= (+6) – (+2) = +4
disminuye
+5 0
2N + 10e- N2
Observación:
#e-
= 2(+5) – 2(0) = +10
1
12
2

13. Tipos de Redox
• Redox Intermolecular. Cuando el elemento que se
oxida y se reduce están en especies químicas diferentes.
Ejemplo:
• Redox Intramolecular. Cuando en una misma especie
química se encuentra el elemento que se oxida y reduce
(pero deben ser elementos)
Ejemplo:
• Redox Dismutación o Desproporción. Cuando un
mismo elemento se oxida y se reduce a la vez.
Ejemplo:
1
13
3

14. BALANCE DE ECUACIONESQUÍMICAS
• Reacción No Redox. Aquella reacción donde ningún elemento
cambio su E.O.
Ejemplo:
+1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
NaOH + HCl NaCl + H2O
Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además
de escribir correctamente todas las especies participantes, se
debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos,
colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los
productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de
átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley
de Lavoisier.
1
14
4

15. Pasos a seguir:
Se balancean los metales
Se balancean los no metales
Se balancean los átomos de hidrógeno.
Se balancean los átomos de oxígeno.
MÉTODOS PARA BALANCEAR UNA DE ECUACIÓN QUÍMICA
1. MÉTODO DE SIMPLE INSPECCIÓN (TANTEO)
Ejemplo: Balancear las siguientes ecuaciones químicas
 N2 + H2 NH3
 C3H8 + O2 CO2 + H2O
 H3PO4 + Mg Mg3(PO4)2 + H2 
1
15
5

16. 2. MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN (REDOX)
Pasos a seguir:
Asignar el estado de oxidación a cada uno de los átomos
de los elementos.
Identificar los elementos que han cambiado de estado de
oxidación.
Escribir por separado los pares redox hacia la oxidación y
hacia la reducción, balanceando el número de átomos de los
elementos que han cambiado su estado de oxidación y el
número de electrones intercambiados.
Multiplicar la ecuaciones por los menores números que
permitan igualar el número de electrones donados y
recibidos.
Transferir los coeficientes encontrados a la ecuación
original.
Terminar el balanceo de los átomos de los elementos
restantes (por “tanteo”).
1
16
6

17. 1
17
7
E
Ej
je
em
mp
pl
lo
o:
: (CEPRE-UNMSM) Balancee la siguiente
reacción y marque la secuencia correcta:
KClO3 + KI + HCl KCl + H2O + I2
I. El I2 es el agente reductor.
II. Se transfieren 10 moles de electrones.
III. El agente oxidante es KCIO3.
S
So
ol
lu
uc
ci
ió
ón
n:
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