Reacciones químicas y ecuaciones

• Reacción química: un proceso en el que una sustancia o sustancias cambian para formar una o más sustancias nuevas.
• Ecuación química: utiliza símbolos químicos para mostrar qué sucede durante una reacción química.
• Reactivos son a la izquierda de la flecha y producto a la derecha.
• C(s) + O2(g) -> CO2(g) es el ejemplo de una reacción en la que el carbono sólido reacciona con el oxígeno gaseoso para producir dióxido de carbono gaseoso.
• El triángulo arriba de la flecha significa que los reactivos se calientan.

Símbolos usados en ecuaciones

• (+) Separa dos o más fórmulas.
• (->) Reacciona para formar productos.
• (Δ) Los reactivos se calientan.
• (s) es sólido.
• (l) es líquido.
• (g) es gas o vapor.
• (ac) es acuoso.
• Los coeficientes son los números que preceden las fórmulas químicas en una ecuación balanceada.
• Los subíndices indican el número de átomos de cada elemento en una fórmula.
• La flecha de reacción indica la dirección de la reacción.
• La fórmula química describe los elementos y la proporción en la que se encuentran en un compuesto.
• El estado de la materia (sólido, líquido, gaseoso o acuoso) se indica entre paréntesis después de la fórmula química.

Tipos de reacciones químicas

• Reacciones de combinación: Dos o más elementos o compuestos se enlazan para formar un producto.
• Ejemplo: 2Mg(s) + O2(g) -> 2MgO(s) donde el Magnesio y el Oxígeno producen Óxido de magnesio.
• Reacción de descomposición: Un reactivo se divide en dos o más productos más simples.
• Ejemplo: 2HgO(s) -> 2Hg(l) + O2(g) donde el óxido de mercurio(II) se descompone en mercurio y oxígeno.
• Reacción de sustitución simple: Un elemento de un reactivo cambia de lugar con un elemento del otro compuesto reactivo.
• Ejemplo: Zn(s) + 2HCl(ac) -> ZnCl2(ac) + H2(g) donde el Cinc reacciona con el Åcido clorhídrico para formar Cloruro de cinc e Hidrógeno.
• Reacción de sustitución doble: Dos elementos se sustituyen mutuamente.
• Ejemplo: Na2SO4(ac) + BaCl2(ac) -> BaSO4(s) + 2NaCl(ac) donde el Sulfato de sodio y el Cloruro de bario se convierten en Sulfato de bario y Cloruro de sodio.
• Reacción de combustión: Un compuesto que contiene carbono, que es el combustible, se quema en presencia del oxígeno del aire para producir dióxido de carbono (CO2), agua (H2O) y energía en forma de calor o una llama.
• Ejemplo: CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(g) + energía donde el Metano y el Oxígeno producen dióxido de carbono, agua y energía.
• Ejemplo: C3H8(g) + 5O2(g) -> 3CO2(g) + 4H2O(g) + energía donde el Propano y el Oxígeno producen dióxido de carbono, agua y energía.

Resumen de tipos de reacción

• Combinación: A + B -> AB
• Descomposición: AB -> A + B
• Sustitución simple: A + BC -> AC + B
• Sustitución doble: AB + CD -> AD + CB
• Combustión: CxHy + ZO2(g) -> XCO2(g) + Y/2 H2O(g) + energía

Reacciones de precipitación

• Es un tipo común de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado.
• Ejemplo: Pb(NO3)2(ac) + 2KI(ac) -> PbI2(s) + 2KNO3(ac)
• En las reacciones de precipitación por lo general participan compuestos iónicos.

Reglas de solubilidad

• Compuestos solubles
• Compuestos que contienen iones de metales alcalinos (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+) y el ion amonio (NH4+).
• Nitratos (NO3-), acetatos (CH3COO-), bicarbonatos (HCO3-), cloratos (ClO3-) y percloratos (ClO4-)
• Halogenuros (Cl-, Br-, I-), excepto los de Ag+, Hg2+ y Pb2+
• Sulfatos (SO42-), excepto los de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Hg2+ y Pb2+
• Compuestos insolubles
• Carbonatos (CO32-), fosfatos (PO43-), cromatos (CrO42-) y sulfuros (S2-), excepto los que contienen iones de metales alcalinos y el ion amonio.
• Hidróxidos (OH-), excepto los que contienen iones de metales alcalinos y el ion Ba2+.

Ácidos, bases y reacciones de neutralización

• Un ácido es representado como HA(ac) -> H+(ac) + A-(ac).
• Una base es representada como MOH(ac) -> M+(ac) + OH-(ac).
• Ejemplos de ácidos fuertes: HClO4 (Ácido perclórico), H2SO4 (Ácido sulfúrico), HBr (Ácido bromhídrico), HCl (Ácido clorhídrico), HNO3 (Ácido nítrico).
• Ejemplos de ácidos débiles: H3PO4 (Ácido fosfórico), HF (Ácido fluorhídrico), CH3CO2H (Ácido acético).
• Ejemplos de bases fuertes: NaOH (Hidróxido de sodio), KOH (Hidróxido de potasio), Ba(OH)2 (Hidróxido de bario), Ca(OH)2 (Hidróxido de calcio).
• 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.
• Ejemplo: HCl(ac) + NaOH(ac) -> NaCl(ac) + H2O(l)

Reacciones de oxidación-reducción (redox)

• En una reacción de oxidación-reducción (redox), los electrones se transfieren de una sustancia a otra.
• Oxidación (pérdida de electrones):
• A2- -> A- + electrón
• A- -> A + electrón
• A -> A+ + electrón
• A+ -> A2+ + electrón
• Reducción (ganancia de electrones)

Identificación de reacciones redox

• Para saber cuándo está teniendo lugar una reacción redox, se asigna a cada átomo de una sustancia un valor llamado número de oxidación.

Mol y número de Avogadro

• Las partículas como átomos, moléculas y iones se cuentan por medio del término mol, una unidad que contiene 6.02 x 10^23 de dichas partículas.
• 1 mol de Al = 6.02 x 10^23 átomos de Al
• 1 mol de S = 6.02 x 10^23 átomos de S
• 1 mol de agua (H2O) = 6.02 x 10^23 átomos de H2O
• 1 mol de vitamina C (C6H8O6) = 6.02 x 10^23 moléculas de vitamina C
• 1 mol de NaCl = 6.02 x 10^23 unidades fórmula de NaCl
• Número de Avogadro es 6.02 x 10^23

Masa molar

• Para cualquier elemento, la cantidad denominada masa molar es el número de gramos que es igual a la masa atómica de dicho elemento.
• Se cuentan 6.02 × 10^23 átomos de un elemento cuando se pesa el número de gramos igual a su masa molar.

Cómo calcular la masa molar de un compuesto

• Ejemplo: Calcular la masa molar de La sacarosa (C12H22O11) donde C=12 g/mol * 12 =144 g/mol, H = 1 g/mol * 22 = 22 g/mol, O = 16 g/mol * 11 = 176 g/mol. La masa molar total es 342 g/mol.