El documento describe las reacciones químicas, incluyendo su definición como cambios en las sustancias iniciales (reactantes) que producen nuevas sustancias (productos). Explica las ecuaciones químicas y evidencias de reacciones. Además, clasifica las reacciones en base a la naturaleza de los reactantes, variación de energía y variación del estado de oxidación, e ilustra ejemplos de cada tipo.

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Química
Reacciones químicas
Alumno: maynor celestino Rodríguez Juárez

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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

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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
Reactantes ProductosReacción
1CaCO 2HCI 1CaCI 1CO 1H O  

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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)

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CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
I. POR LA NATURALEZA DE LOS REACTANTES
1. Reacción de combinación. 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:
CaO + SO2  CaSO3

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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:
 
   
   

 
 
 
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 reactante 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:

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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 

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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

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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

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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 

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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

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B) Reducción. Son semirreacciones 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:

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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:

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2. 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

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Las personas son como
Los libros de química
Siempre esperan a que
venga alguien más a
resolver sus problemas