1. 11
QuímicaQuímica
20132013
Reacciones químicas
Profesor: Antonio Huamán

2. 22
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.
REACCIONES QUÍMICAS

3. 33
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:
{3(s) (ac) 2(ac) 2(g) 2 (I)
sentido de la
Reac tantes ProductosReacción
1CaCO 2HCI 1CaCI 1CO 1H O+ → +
144424443 14444244443

4. 44
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)

5. 55
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
I. POR LA NATURALEZA DE LOS REACTANTES
1. 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

6. 66
En general: A B ........ un producto+ + →
2. 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:
( )
( ) ( )
( ) ( )
∆
→ +
→ +
→ +
l l
l l
2CuO 2Cu O :Pirólisiss (s) 2(g)
Luz
2H O 2H O O :Fotólisis2 2 2 2(g)
C.E.
2NaCI 2Na CI :Electrólisis2(g)
En general: un reac tante D E ......→ + +
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:

7. 77
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:
 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
OHCaSOSOHOHCa 24422 2)( +→+
33 HNOAgClHClAgNO +→+Precipitado
Neutralización
En General:
CADCDA +→+

8. 88
En General: CBADCDAB +→+
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

9. 99
ΔH = HP - HR
HP: Entalpía de los productos
HR: Entalpía de los reactantes
1. 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:
mol
calk
4923SOO
2
1
SO 322 ,+→+
mol
calk
HSOOSO 49,23...........
2
1
322 −=∆→+
ó

10. 1010
2. 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:
3232 OFeAl2
mol
calk
203Fe2OAl +→++ ó
mol
calk
HOFeAlFeOAl 203........22 3232 +=∆+→+

11. 1111
III. POR LA VARIACIÓN DEL ESTADO DE OXIDACIÓN
1. 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.
A) Oxidación. Son semireacciones en donde existe un
aumento en el estado de oxidación debido a la pérdida
de
electrones.
Ejemplo:
Fe - 3e-
Fe
0 +3
aumenta
#e-
= (0) – (+3) = -3
2Cl - 2e-
Cl2
-1 0
aumenta
#e-
= 2(-1) – 2(0) = -2

12. 1212
B) Reducción. Son semireacciones en donde existe una
disminución en el estado de oxidación debido a la
ganancia de electrones.
Ejemplo:
S + 4e-
S
+6 +2
disminuye
#e-
= (+6) – (+2) = +4
2N + 10e-
N2
+5 0
disminuye
#e-
= 2(+5) – 2(0) = +10
Observación:

13. 1313
Tipos de Redox
A) Redox Intermolecular. Cuando el elemento que se
oxida y se reduce están en especies químicas diferentes.
Ejemplo:
B. Redox Intramolecular. Cuando en una misma especie
química se encuentra el elemento que se oxida y reduce
(pero deben ser elementos)
Ejemplo:
C. Redox Dismutación o Desproporción. Cuando un
mismo elemento se oxida y se reduce a la vez.
Ejemplo:

14. 1414
2. Reacción No Redox. Aquella reacción donde ningún elemento
cambio su E.O.
Ejemplo:
+1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
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.
NaOH + HCl NaCl + H2O

15. 1515
MÉTODOS PARA BALANCEAR UNA DE ECUACIÓN QUÍMICA
1. MÉTODO DE SIMPLE INSPECCIÓN (TANTEO)
Pasos a seguir:
Se balancean los metales
Se balancean los no metales
Se balancean los átomos de hidrógeno.
Se balancean los átomos de oxígeno.
Ejemplo: Balancear las siguientes ecuaciones químicas
 N2 + H2 NH3
 C3H8 + O2 CO2 + H2O
 H3PO4 + Mg Mg3(PO4)2 + H2

16. 1616
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”).

17. 1717
Ejemplo:Ejemplo: (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.
Solución:Solución: