TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Tipos de Reacciones Químicas

Reacción Química

Una reacción química consiste en el cambio de una o mas sustancias en otra(s).  

Tipos de Reacciones Químicas

Reacciones de Combinación o Síntesis

En este tipo de reacciones, se combinan dos o más sustancias que pueden ser elementos o compuestos para formar un producto. 

Reacciones de Descomposición o Análisis

En una reacción de descomposición, una sola sustancia se descompone o se rompe, produciendo dos o más sustancias distintas. A este tipo de reacciones se le puede considerar como el inverso de las reacciones de combinación. El material inicial debe ser un compuesto y los productos pueden ser elementos o compuestos.

Reacción  Reversible

 CaCO_3(s)  ↔  CaO_(s)  +  CO_2(g)

Es aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (↔). Generalmente se lleva a cabo en un sistema cerrado, entonces los productos que se forman interactúan entre si para reaccionar en sentido inverso (←) y regenerar los productos. 

Reacción   Irreversible

                           CaCO_3(s)  →  CaO_(s) +  CO_2(g)

Ocurren en un solo sentido (→) hasta que la reacción sea completa, es decir hasta que se agote uno o todos los reactantes. Generalmente ocurren cuando se forman precipitados, se liberan gases en recipientes abiertos o se forman productos muy estables que no reaccionan para formar las sustancias iniciales o reactantes.

Reacciones de Desplazamiento

Las reacciones de desplazamiento son reacciones en el cual átomos de un elemento reemplazan a átomos de otro elemento en un compuesto, todas las reacciones de desplazamiento simple son reacciones denominadas redox, los elementos que están en un estado de oxidación cero se hacen iones. 

Reacciones de Doble Sustitución 

Ocurre cundo hay un intercambio de elementos entre los dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias.

Reacciones de  Sustitución  Simple

Cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes.

Reacción   Exotérmica

Es aquella que desprende o libera energía.

Reacción   Endotérmica

Es aquella que absorbe calor.

Reacción de Neutralización

Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal

Reacción de Hidrólisis

La hidrólisis es una reacción ácido‑base que se produce al disolver determinadas sales en agua. La reacción tiene lugar entre uno de los iones de la sal y el agua y, hay que tener en cuenta que se trata de una reacción de equilibrio.

 

BIBLIOGRAFÍA

• http://www.amschool.edu.sv/paes/science/reacciones.htm
• http://medicina.usac.edu.gt/quimica/reacciones/Reacciones_de_combinaci_n_o_s_ntesis.htm
• http://medicina.usac.edu.gt/quimica/reacciones/Reacciones_de_descomposici_n.htm
• http://www.fullquimica.com/2011/11/reacciones-irreversibles.html
• http://www.galileog.com/quimica/inorganica/reacciones/reacciones.htm
• http://www.ecured.cu/index.php/Reacci%C3%B3n_de_sustituci%C3%B3n
• http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/5reaccionesneutralizacion.pdf
• http://www.100ciaquimica.net/temas/tema8/punto7.htm

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

REACCIONES QUÍMICAS

Reacciones Químicas

Una reacción química consiste en el cambio de una o mas sustancias en otra(s).  Los reactantes son las sustancias involucradas al inicio de la reacción y los productos son las sustancias que resultan de la transformación.  

 Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo el hidrógeno (H₂) puede reaccionar con oxígeno (O₂)  para dar agua (H₂0). La ecuación química para esta reacción se escribe:

El estado físico de los reactivos y productos puede indicarse mediante los símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente y se suele usar (ac) para indicar que una sustancia se encuentra en disolución acuosa.

Por ejemplo:     

2 CO(g)  +  O₂(g)  ®  2 CO₂(g)

2 HgO(s)  ®  2 Hg(l)  +  O₂(g)

2 HCl(ac)  + Zn(s)  ®  ZnCl₂(ac)  +  H₂(g)

BIBLIOGRAFÍA

• http://www.amschool.edu.sv/paes/science/reacciones.htm
• http://web.educastur.princast.es/proyectos/jimena/pj_franciscga/3eso/3esotema6.htm

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

Fórmula Empírica y Molecular

Fórmula Molecular 

es la fórmula química que indica el número y tipo de átomos distintos presentes en la molécula; es la cantidad real de átomos que conforman una molécula. 

La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes. Así la fórmula molecular de la glucosa es C₆H1₂O₆, lo cual indica que cada molécula está formada por 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O, unidos siempre de una determinada manera.

Fórmula Empírica 

La fórmula empírica nos muestra la proporción entre los átomos de un compuesto químico.

Es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación mas sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima.

Pasos para el cálculo de la fórmula empírica

1. Calculamos los moles de cada elemento

2. Dividimos los moles por el resultado más pequeño

3.Si no nos queda un número entero multiplicamos todos por un número para que este de entero.

BIBLIOGRAFÍA

• http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincena7/3q7_contenidos_4b.htm
• http://profesor10demates.blogspot.com/2013/12/formula-empirica-y-molecular.html
• http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/ocw/mod/page/view.php?id=242

COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Composición Porcentual

Una ley fundamental de la química afirma que en todo compuesto químico que esté formado por dos o más elementos diferentes, éstos se encuentran presentes en dicho compuesto en una cantidad o composición porcentual determinada.

Los pasos a seguir son:
1.- se obtiene el peso molecular del compuesto. El peso molecular se obtiene multiplicando el peso atómico por la cantidad de átomos que hay de un elemento. Esto de debe hacer con cada uno de los elementos presentes en el compuesto; finalmente se suman y asi obtenemos el peso molecular del compuesto.
2.- Se divide el peso de cada uno de los compuesto entre el peso molecular de todo el compuesto.
3.Se multiplica por 100 para obtener el porcentaje.

Ejemplo
Una molécula de dióxido de azufre, SO2, contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula.

Datos:
Peso atómico del azufre es 32,1
Peso atómico del oxígeno, 16,0

A continuación se obtiene el peso molecular total:

Masa molecular del SO2
S = 1 * 32,1 =32,1
O = 2 * 16 = 32
Suma total = 64,1

Porcentaje de azufre en el compuesto: 32.1 /64 = .50 * 100 = 50%
Porcentaje de oxígeno en el compuesto: 32 / 64 = .50 *100= 50%

BIBLIOGRAFÍA

• https://ibreathchemistry.wordpress.com/2012/06/03/composicion-porcentual-y-formula-minima/
• http://quimicaiearmnjom.webnode.es/grado%2010%C2%B0/composicion-porcentual-en-los-compueestos-quimicos/

CALCULAR MOLES

Calcular Moles

1.Identifica el compuesto o elemento que debas convertir a moles.

2.Encuentra el elemento en la tabla periódica.

3.Anota el peso atómico del elemento. 

Por lo general, éste es el número que se encuentra en la parte inferior, por debajo del

símbolo del elemento. Por ejemplo, el peso atómico del helio es 4,0026. Si debes identificar 

la masa molar de un compuesto, debes sumar todos los pesos atómicos de cada elemento del

compuesto.

4.Multiplica el número de gramos del elemento/compuesto por la fracción

1/masa molar.

Esto es 1 mol dividido por los pesos atómicos que acabas de obtener. Puedes expresar esto

como una fracción del número de gramos por 1 mol dividido por la masa molar, o

“compuesto g x 1/masa molar (g/mol) = moles”.

5.Divide ese número por la masa molar. 

El resultado es el número de moles de tu elemento o compuesto. Por ejemplo, imagina que

tienes 2 g de agua, o H20, y quieres convertirlo a moles. La masa molar del agua es 18

g/mol. Multiplica 2 veces 1 para obtener 2. Divide 2 por 18, y tienes 0,1111 moles de

H20.

BIBLIOGRAFÍA

•        Material Didáctico Química15 
•        http://es-puraquimica.weebly.com/concentracion-respuestas.html

CALCULAR LA MASA MOLAR DE UN COMPUESTO

Calcular la Masa Molar de un Compuesto

1.Encuentra la fórmula química para el compuesto. 

Este es el número de átomos de cada elemento que forma el compuesto. Por ejemplo, la

fórmula del cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) es HCl .

2.Encuentra la masa molar de cada elemento del compuesto. 

Multiplica la masa atómica del elemento por la constante de la masa por el número de

átomos de ese elemento en el compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el cloruro de

hidrógeno, HCl, la masa molar de cada elemento es 1,007 gramos por mol para el hidrógeno

y 35,453 gramos por mol para el cloruro.

3.Suma las masas molares de cada elemento en el compuesto. 

Esto determina la masa molar de cada compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el

cloruro de hidrógeno, la masa molar es 1,007 + 35,453, o 36,460 gramos por mol.

BIBLIOGRAFÍA 

•         Material Didáctico Química15
•         http://es.wikihow.com/calcular-la-masa-molar

• 
  

NÚMERO DE AVOGADRO

Número de Avogadro

Los átomos son demasiado pequeños para permitir medidas significativas de sustancias químicas. Para trabajar con cantidades significativas de sustancias, los científicos las agrupan en unidades llamadas moles. Un mol es definido como el número de átomos de carbono en 12 gramos de un isótopo de carbón-12, el cual es 602,2 sextillones (6,022 por 10 a la potencia 23) de átomos. Este número es llamado número de Avogadro o constante de Avogadro. Es usado como el número de átomos para cualquier sustancia y la masa de 1 mol de una sustancia es su masa molar.

El número de Avogadro, permite establecer conversiones entre el gramo y la unidad de masa atómica.

BIBLIOGRAFÍA

• http://definicion.de/numero-de-avogadro/
• Qúimica15 material Didáctico

HIPÓTESIS DE AVOGADRO

Hipótesis de Avogadro

Se debe a AVOGADRO la reconciliación entre los hechos experimentales, ley de Gay-Lussac, y la teoría atómica, al sugerir en 1811  lo que hoy conocemos como hipótesis de Avogadro.

El número o constante de Avogadro. 6,022 x 10 ^ 23

Amadeo Avogadro en 1881 se dio cuenta que:

Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.

Por partículas debemos entender aquí moléculas, ya sean éstas poliatómicas (formadas por varios átomos, como O₂, CO₂ o NH₃) o monoatómicas (formadas por un solo átomo, como He, Ne o Ar).

Esta hipótesis, aunque parece razonable, no fue aceptada por la comunidad científica. Como veremos ahora suponía una contradicción entre la Teoría de Dalton de las moléculas sencillas y las medidas de Gay-Lussac en reacciones gaseosas. 

Reacción del cloro + hidrógeno para dar cloruro de hidrógeno.

Los gases ideales cumplen la hipótesis de Avogadro que establece que "una cantidad de cualquier tipo de gas, en un mismo volumen, a la misma temperatura y la misma presión, contiene el mismo número de moléculas, independientemente del tipo de gas que sea".

BiIBLIOGRAFÍA 

• http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincena10/3q10_contenidos_3c.htm
• http://encina.pntic.mec.es/jsaf0002/p33.htm
• Química15 material Didáctico

MASA ATOMICA - MASA MOLECULAR Y MOL

Masa Atómica

Se la llama u.m.a., que quiere decir Unidad de Masa Atómica, aunque también puede encontrarse por su acrónimo inglés "a.m.u." (Atomic Mass Unit). Esta unidad también es llamada Dalton, en honor al químico con ese apellido, y simbolizada como Da. Esta última nomenclatura (Da) es la elegida por el Sistema Internacional de Magnitudes; sin embargo, el símbolo recomendado es simplemente "u".

Masa atómica es la suma de sus protones y neutrones, varían en los  distintos elementos de la tabla periódica.

Masa Molecular

Masa molecular ( peso molecular ) es la masa de una molécula de una sustancia y se expresa en las unidades de masa atómica unificada (u). (1 u es igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12).

Se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula.

Así, en el caso del agua: H2O, su masa molecular es:

H=2 x 1,00007 + O= 15.9999 = 16 u (Uma)

Mol

Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas elementales (ya sea

átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etcétera)  en 12 gramos de Carbono. 

También se llama Número de Avogadro.  Por ejemplo, una mol de etanol es igual a 6.023 

10 23 moléculas de etanol.

BIBLIOGRAFÍA

http://www.profesorenlinea.cl/fisica/Masa_atomica_Unidad_masa.html
http://es.webqc.org/mmcalc.php