Química

ACTIVIDAD 3

Plato del buen comer con productos de la región

 11 tipos de reacciones químicas

Existen una gran cantidad de posibles maneras de que se produzca la interacción entre compuestos, presentando diferentes características y peculiaridades. Algunas de los principales tipos de reacciones químicas entre compuestos son las siguientes.

1. Reacciones de síntesis o adición

En este tipo de reacciones químicas se combinan dos o más sustancias para formar un único compuesto. La combinación de metal y oxígeno para formar óxidos es un ejemplo, dado que da pie a moléculas relativamente estables que en algunos casos pueden ser utilizadas para fabricar materiales frecuentes en nuestra vida cotidiana.

2. Reacciones de descomposición

Las reacciones de descomposición son aquellas en las que un compuesto concreto se descompone y divide en dos o más sustancias. Es lo que ocurre por ejemplo cuando se produce la electrólisis del agua, separándose el agua en hidrógeno y oxígeno.

3. Reacciones de desplazamiento, sustitución o intercambio

Uno de los tipos de reacción química en que un elemento de un compuesto pasa a otro debido a su interacción. En este caso el elemento traspasado se ve atraído por el otro componente, que debe tener mayor fuerza que el compuesto inicial.

4. Reacciones iónicas

Se trata de un tipo de reacción química que se produce ante la exposición de compuestos iónicos a un disolvente. El compuesto soluble se disuelve, disociándose en iones.

5. Reacciones de doble sustitución

Se trata de una reacción semejante a la de la sustitución, con la excepción de que en en este caso uno de los elementos que forman uno de los compuestos pasa el otro a la vez que este segundo compuesto pasa al primero uno de sus propios componentes. Es necesario para que se produzca la reacción que al menos uno de los compuestos no se disuelva.

6. Reacciones de oxidorreducción o redox

Se denomina como tal a aquel tipo de reacción química en que existe intercambio de electrones. En las reacciones de oxidación uno de compuestos pierde electrones en favor del otro, oxidándose. El otro compuesto se reduciría al aumentar su número de electrones.

Este tipo de reacciones ocurren tanto en la naturaleza como de manera artificial. Por ejemplo, es el tipo de reacción que hace que necesitemos respirar (adquiriendo oxígeno del medio) o que las plantas realicen la fotosíntesis.

7. Reacciones de combustión

Un tipo de oxidación extremadamente rápida y enérgica, en el que una sustancia orgánica reacciona con oxígeno. Esta reacción genera energía (generalmente calorífica y lumínica) y puede generar llamas y que suele tener como resultado un producto en forma de gas. Un ejemplo típico es la combustión de un hidrocarburo o del consumo de glucosa.

8. Reacciones de neutralización

Este tipo de reacción química se produce cuando una sustancia básica y otra ácida interaccionan de tal manera que se neutralizan formando un compuesto neutro y agua.

9. Reacciones nucleares

Se denomina como tal toda aquella reacción química en la que se provoca una modificación no de los electrones de los átomos, sino de su núcleo. Esta combinación o fragmentación va a provocar un elevado nivel de energía. Se denomina fusión a la combinación de átomos, mientras que su fragmentación recibe el nombre de fisión.

10. Reacciones exotérmicas

Se denomina reacción endotérmica a toda aquella reacción química que provoca la emisión de energía. Por lo general, estas emoisiones de energía se dan al menos en forma de calor, si bien en los casos en los que ocurren explosiones también aparece la energía cinética.

11. Reacciones endotérmicas

Las reacciones endotérmicas son todos aquellos tipos de reacción química en la que la interacción entre elementos absorbe energía del medio, siendo el producto final mucho más enérgico que los reactivos.

Ruptura de enlaces

Heterolitica

En química se denomina heterólisis o ruptura heterolítica (del griego ἕτερος [héteros] 'diferente' y λύσις [lisis] 'ruptura') a la ruptura de un enlace químico de una molécula neutral que genera un catión y un anión.1​ En este proceso, los dos electrones que constituyen el enlace son asignados al mismo fragmento.

La energía involucrada en este proceso se denomina energía de disociación heterolítica de enlace. La apertura del enlace también es posible por un proceso denominado homólisis. En la heterólisis, se requiere energía adicional para separar el par iónico. Un disolvente ionizante ayuda a reducir esta energía.

Homolitica

En química se denomina homólisis o ruptura homolítica a la ruptura de un enlace químico en el que cada átomo participante del enlace retiene un electrón del par que constituía la unión formándose dos radicales.1​

La energía necesaria para llevar a cabo la ruptura se conoce como "energía de disociación homolítica de enlace" y puede ser aportada, por ejemplo, por medio de radiación ultravioleta. Ej:

+ Energía

Otros tipos de ruptura de enlace, como la heterólisis, implican que una de las especies formadas retiene los dos electrones que formaban parte de la unión, quedando con una carga eléctrica neta negativa mientras la otra especie queda con una carga positiva.

 Energía de activación

En química, la energía de activación ${\displaystyle (E_{\mathrm {a} })\,}$ es la energía mínima que necesita un sistema antes de poder iniciar un determinado proceso. A presión constante, la energía de activación viene determinada por la siguiente ecuación:¹​

${\displaystyle E_{\mathrm {a} }=RT^{2}\left({\frac {\partial \ln k}{\partial T}}\right)_{P}\,}$

donde:

• ${\displaystyle R}$ es la constante de los gases ideales
• ${\displaystyle T}$ es la temperatura
• ${\displaystyle k}$ es la constante de reacción

La energía de activación suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca una reacción química dada. Para que ocurra una reacción entre dos moléculas, éstas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía mínima.

Energía de reacción

Es la energía liberada en el quiebre o absorbida en la formación de un enlace químico. La termo química es una rama de estudio la cual tiene el objetivo de estudiar el calor de la reacción provocada por el intercambio energético del medio externo con los reactivos. Toda reacción química absorbe o genera calor, ósea, que hay siempre un intercambio de energía.

La emisión o absorción de luz, de calor, de de electricidad, son manifestaciones de esta energía que pueden hasta provocar cambios de estado físico de los componentes (estado de agregación) de las reacciones.

Diferencia entre calor y temperatura

La diferencia entre calor y temperatura radica en que el calor se define como el movimiento o intercambio de energía entre cuerpos, mientras que la temperatura es la medida de la agitación de las moléculas de un cuerpo.

La relación entre calor y temperatura es que para que la temperatura de un cuerpo cambie debe haber una transferencia de calor.

	Calor	Temperatura
Definición	Transferencia de energía de un cuerpo a otro.	Medida de la energía cinética de las moléculas de un material.
Unidades	Joule Calorías	Celsius Kelvin Farenheit
Instrumento de medición	Calorímetro	Termómetro
Ejemplos	Una cuchara caliente transfiere calor al agua fría de una taza.	La temperatura del agua al hervir es igual a 100ºC. La temperatura del cuerpo humano es en promedio 37ºC.

Nomenclatura de la química inorgánica

La nomenclatura química para los compuestos inorgánicos, es utilizada para todos aquellos compuestos no carbonados. Los compuestos inorgánicos se clasifican según su función química, siendo las principales funciones: óxidos, bases, ácidos y sales.

Hay infinidad de combinaciones entre los elementos inorgánicos con el fin de formar compuestos, a continuación se mencionan algunas de dichas combinaciones.

Hoy en día existen tres tipos de nomenclatura inorgánica diferente:

Nomenclatura sistemática (o estequiométrica): Está basada en nominar a las sustancias mediante la utilización de prefijos con números griegos. Dichos prefijos nos indican la atomicidad que posea la molécula, o lo que es lo mismo, el número de átomos del mismo elemento que se encuentren en la molécula.

Ejemplo: CO = monóxido de carbono

Prefijo         Atomicidad

• Mono-              1
• di-                   2
• Tri-                  3
• Tetra-              4
• Penta-             5
• Hexa-              6
• Hepta-            7
• Octa-              8
• Nona-             9

Nomenclatura de Stock: En este tipo de nomenclatura se nombran los compuestos finalizándolos con la valencia indicada en números romanos, colocados generalmente como subíndices.

Ejemplo: Sulfuro de hierro (III) = Fe2S3

Nomenclatura tradicional: También conocida como nomenclatura clásica, se emplea indicando la valencia del elemento a través de prefijos y sufijos que acompañan al nombre del elemento.Cuando el elemento a tratar sólo posee una valencia, se utiliza el prefijo –ico, pero cuando tiene dos valencia, se utilizan los prefijos –oso ( para la valencia menor) e –ico ( para la mayor).

 En cambio, cuando el elemento tiene tres o cuatro valencia:
Hipo- …-oso
…-oso
…-ico
Per-…-ico

Ejemplos: Óxido permangánico = Mn2O7

Compuestos

Óxidos:

Son compuestos binarios donde participa el oxígeno en combinación con cualquier otro elemento, menos con los gases nobles. Existen diferentes tipos de óxidos, dependiendo de si el elemento combinado con el oxígeno es metálico o no, clasificándose así en óxidos básicos y óxidos ácidos. También existen los llamados, peróxidos, pues el oxígeno tiene valencia -2, menos en este grupo, donde el oxígeno participa con valencia -1.

Óxido básico:

Fe2O3 :

trióxido de hierro ( siguiendo la nomenclatura sistemática)
Óxido de hierro (III) ( según la nomenclatura de Stock)
Óxido férrico ( en la nomenclatura tradicional)
Óxido ácido ( también conocidos con el nombre de anhídrido)

SO3 :

Trióxido de azufre ( nomenclatura sistemática)
Óxido de azufre (VI) ( nomenclatura de Stock)
Anhídrido sulfúrico ( nomenclatura tradicional)
Peróxidos:

Ejemplo:

H2O2 :

dióxido de dihidrógeno (nomenclatura sistemática)
Óxido de hidrógeno (nomenclatura de Stock)
Peróxido de hidrógeno (nomenclatura tradicional)
En este caso, también se conoce a este compuesto con su nombre común, agua oxígenada.

Hidruros:

Los hidruros son compuestos binarios donde se combina el hidrógeno con un metal. En estos casos, el hidrógeno siempre participa con la valencia, -1.

Se nomina con la palabra hidruro añadiendo el nombre del metal con los prefijos de –oso  o –ico, según el caso.

Ejemplo:

NiH3 → trihidruro de níquel, hidruro de niquel (III), o hidruro niquélico

Hidruros no metálicos e hidrácidos:

Son compuestos binarios de carácter ácido, en el caso de los hidrácidos,  y compuestos que se encuentran formados por el hidrógeno y un no metal (halógenos, usando generalmente la valencia -1 y grupo 16, participando con la valencia -2).

Los hidruros no metálicos se nominan añadiendo el sufijo –uro, más la palabra hidrógeno, con la sílaba “de”.

Ejemplo:

HF → ácido fluorhídrico o fluoruro de hidrógeno.

Boranos:

Son compuestos donde participa el hidrógeno y el boro, diguiendo la fórmula general BnHn+4. Estos compuestos se nominan con unas reglas especificas de nomenclatura, usando la palabra borano, con un prefijo numérico dependiente de la cantidad de boranos que se encuentren presentes en la molécula.

Ejemplo:

BH3 = borano o también monoborano

B3H7 = triborano.

Al igual que los boranos, existen otras combinaciones similares, con otros elementos como el silicio, dando los compuestos conocidos como Silanos, o Germanos, en el caso de compuestos con el germanio y el hidrógeno.

También hay hidruros con elementos nitrogenoides, como el caso del famoso amoníaco ( NH3), conociéndose generalmente a éstos por nombres propios, como la fosfina, la arsina, etc.

Existen otros muchos tipos de compuestos, como las sales ( ácidas, básicas, mixtas…), hidróxidos, peroxoácidos, etc.