Reacciones químicas

Una reacción química toma lugar cuando los materiales que se usan al inicio (reactivos) se cambian a nuevos materiales (productos).

En la vida diaria ocurren muchas reacciones químicas, por ejemplo la fermentación, la combustión, la corrosión de metales (clavos oxidados), la efervescencia de pastillas, la oxidación de las frutas (oscurecimiento del plátano o de la manzana), entre muchas otras. Los símbolos más utilizados en una ecuación química son:

Símbolo	Significado
↑	Se desprende
↓	Se precipita
→	Línea de reacción, significa se transforma en
	Calor

Los tipos más comunes de reacciones químicas son: síntesis, descomposición, sustitución simple y sustitución doble .

Reacciones de síntesis o de combinación

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Se llevan a cabo cuando dos o más sustancias puras (elementos y/o compuestos) reaccionan para producir una nueva sustancia pura (siempre un compuesto).
Su ecuación general es:
A + B → AB
Donde A y B son elementos y/o compuestos y AB es un compuesto.
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Entre los diferentes tipos de reacciones de síntesis o combinación se encuentran las siguientes:
a) metal + oxígeno → óxido metálico
b) no metal + oxígeno → óxido no metálico
c) metal + no metal → sal
d) óxido metálico + agua → hidróxido o base
e) óxido no metálico + agua → oxiácido
A las reacciones en las que interviene el oxígeno, como la de los incisos a y b, también se les llama reacciones de combustión.
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Ejemplos de reacciones de síntesis o combinación.
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Otros ejemplos de reacciones de síntesis o de combinación.

Reacciones de descomposición

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En este tipo de reacción, un compuesto se descompone en sustancias puras más sencillas que pueden ser elementos y/o compuestos. Su ecuación general es:
AB → A + B
Donde AB es un compuesto y A y B son elementos y/o compuestos. Generalmente son compuestos que contienen oxígeno, que al calentarse se descomponen.
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Entre los diferentes tipos de descomposición se encuentran los siguientes:
a. Algunos óxidos metálicos se descomponen en el metal libre y oxígeno por efecto del calor y otros producen otro óxido. Sin embargo, hay que considerar que hay óxidos muy estables que no se descomponen por calentamiento. Los carbonatos y los carbonatos ácidos se descomponen por calentamiento para producir dióxido de carbono CO₂.
b. También hay diversas reacciones de descomposición que no corresponden a los dos anteriores. Entre ellas está la descomposición de cloratos, nitratos y agua oxigenada.
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Ejemplos de reacciones de descomposición:
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Otros ejemplos de reacciones de descomposición:

Reacciones de desplazamiento simple

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La reacción se lleva a cabo cuando un elemento desplaza a otro en un compuesto produciendo un nuevo compuesto y el elemento desplazado, su ecuación general es:
A + BC → B + AC
o
A + BC → C + BA
Donde A es un elemento que desplaza al elemento B o C en el compuesto BC, para producir el elemento B o C y los compuestos AC o BA.
Para saber si un elemento puede o no reemplazar a otro en un compuesto se requiere conocer la serie de actividad de metales y halógenos. Esta serie está escrita en un orden decreciente de la actividad química; los metales y los halógenos más activos están en la parte superior, ya que desplazan a los que se encuentran por debajo de ellos en la serie.
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Para conocer la serie de actividad química descarga el siguiente archivo .
Con la serie de actividad a la mano podrás predecir muchas de las reacciones químicas, así que te conviene imprimirla. Por ejemplo, el zinc puede reemplazar al hidrógeno en una reacción, ya que está por encima de él en la serie de actividad, pero el cobre no lo puede hacer, debido a que está por debajo del hidrógeno.
Entre los diferentes tipos de desplazamiento simple se encuentran los siguientes:
a. metal + ácido (hidrácido u oxácido) → hidrógeno + sal (sal de hidrácido o una oxisal)
b. metal + agua → hidrógeno + hidróxido del metal u óxido del metal.
c. metal + sal → metal + sal
d. halógeno + sal de un hidrácido → halógeno + sal de un hidrácido.
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Ejemplos de reacciones de desplazamiento simple:
Revisa la serie de actividad y observa que el zinc se encuentra arriba del hidrógeno, así que, lo desplaza del ácido clorhídrico, liberando el hidrógeno y formándose cloruro de zinc.
El aluminio desplaza al hidrógeno del ácido sulfúrico y se forma sulfato de amonio.
En las dos reacciones anteriores el sodio y el calcio desplazan al hidrógeno del agua, formándose hidróxido de calcio respectivamente.
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El aluminio se encuentra arriba del estaño, así que lo desplaza del cloruro de estaño (II), liberando el estaño y formándose cloruro de aluminio.
El cobre desplaza a la plata del nitrato de plata formándose nitrato de cobre (II).
En las dos reacciones anteriores el cloro desplaza al yodo y al bromo formándose HCl gaseoso y cloruro de sodio en disolución acuosa.
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Como ya dijimos con la serie de actividad se puede predecir si una reacción se lleva a cabo o no, por ejemplo:
Cu_(s)+ HCl_(ac) → No hay reacción, el cobre no puede desplazar al hidrógeno. Se encuentra por debajo de él en la serie de actividad, es menos activo.
FE_(s) + MgCl_2(ac) → No hay reacción, el hierro no puede desplazar al magnesio. Se encuentra por debajo de él en la serie de actividad, es menos activo.
Ag_(s) + H₂SO_4(ac) → No hay reacción, la plata no puede desplazar al hidrógeno. Se encuentra por debajo de él en la serie de actividad, es menos activa.
Br_2(s) + NaCl_(ac) → No hay reacción, el bromo no puede desplazar al cloro. Se encuentra por debajo de él en la serie de actividad, es menos activa.

Reacciones de desplazamiento doble

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En este tipo de reacciones participan dos compuestos, en donde el catión de un compuesto se intercambia con el catión de otro compuesto. También se puede decir que los dos cationes intercambian aniones o compañeros. Estás reacciones se conocen también como de metátesis (que significa un cambio en el estado, en la sustancia o en la forma). Su ecuación general es:
Etimología: Metátesis. Del griego meta, preposición inseparable, significa después, de otro modo y del griego thesis colocación. Otro modo de colocación.
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En las reacciones de doble sustitución hay cuatro partículas separadas: los cationes A y B y los aniones Z y X y se llevan a cabo si se cumple una de las siguientes condiciones:
1. Si se forma un sólido insoluble o casi insoluble conocido como precipitado.
2. Si se obtiene un compuesto covalente estable, agua o los gases comunes.
3. Si se obtiene como producto un gas.
4. Si hay desprendimiento de calor.
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Entre los diferentes tipos de reacciones de desplazamiento doble se encuentran los siguientes:
a. Neutralización de un ácido y una base: ácido + base → sal +agua + desprendimiento de calor.
b. Formación de un precipitado insoluble. Para indicar como se formó un precipitado se coloca una (s) como subíndice y también una ↓.
c. Óxido metálico + ácido → sal + agua + desprendimiento de calor.
d. Formación de un gas. Se utiliza una ↑ para indicarlo.
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Ejemplos de reacciones de desplazamiento doble:
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Ejemplos de reacciones de desplazamiento doble:
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Ejemplos de reacciones de desplazamiento doble:
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Ejemplos de reacciones de desplazamiento doble:

Existe otra forma de clasificar a las reacciones químicas de acuerdo a la energía absorbida o liberada durante la reacción.

Las reacciones químicas siempre van acompañadas de cambios de energía. De acuerdo a estos cambios las reacciones pueden ser exotérmicas cuando liberan energía en forma de calor y endotérmicas si absorben energía en forma de calor. En las reacciones exotérmicas, la energía liberada en forma de calor se escribe como un producto y en las reacciones endotérmicas se escribe como un reactivo.

Ejemplo de reacciones exotérmicas

Ejemplo de reacciones endotérmicas

Esta última reacción, seguramente la conoces, es la que se lleva a cabo durante la fotosíntesis.

Después de conocer los diferentes tipos de reacciones químicas, vamos a revisar si ya las puedes identificar.

Autoevaluación

Repasemos lo que has aprendido.

1. A un lado de la reacción arrastra la respuesta correcta, si es de síntesis o combinación, descomposición, desplazamiento simple o desplazamiento doble:

CombinaciónDescomposiciónDoble desplazamientoDesplazamiento simpleDesplazamiento simpleDescomposiciónDoble desplazamientoSíntesis

2NaHCO_3(s) Na₂CO_3(s) + CO_2(g) + H₂O_(l)
BaO_(s) + H₂SO_4(ac) BaSO_4(s) + H₂O_(l)
Si_(s) + O_2(g) SiO_2(s)
Cl_2(g)+ 2Kl_(ac) 2KCl_(ac) + l_2(ac)
2KNO_3(s) 2KNO_2(s)+ O_2(g)
Pb_(s) + 2HCl_(ac) PbCl_2(ac) + H₂
Al₂O_3(s) + 3H₂O_(l) 2Al(OH)_3(s)
Al(OH)_3(s) + 3HCl_(ac) AlCl_3(ac) + 3H₂O_(l)

2. Arrastra las siguientes posibles reacciones al sí o no, según consideres que sí se lleva a cabo o no la reacción de acuerdo a la serie de actividad:

NaBr_(ac) + Cl_2(g)Au_(s) + H₂SO_4(ac)Pb_(s) + CuCl_2(ac)Ag_(s) + H₂O_(l)Br_2(l) + KCl_(ac)

SI	NO

3. Identifica si la reacción es exotérmica o endotérmica. Arrastra la opción que consideres correcta.

ExotérmicaEndotérmica

CaO_(s) + H₂O_(l) → Ca(OH)_2(s) + 65.5 kJ
CaCO_3(s) + 178kJ → CaO_(s) + CO_2(g)
2Na_(g) + Cl_2(g) → 2NaCl_(s) + 822kJ
H_2(g) + Cl_2(g) → 2HCl_(g) + 185 kJ
N_2(g) + O_2(g) + 181 kJ → 2NO_(g)
H_2(g) + Cl_2(g) → 2HCl_(g) + 185 kJ