Clasificación de Reacciones Químicas y Principios Fundamentales de la Estequiometría

Laboratorio 5: Tipos de Reacciones Químicas

1. Reacción de Síntesis o Unión Directa

Los reactivos son dos o más sustancias y el producto es otra sustancia más compleja. Ej: CaO + H₂O = Ca(OH)₂.

2. Reacción de Descomposición

Un compuesto se degrada y puede producir:

• Dos elementos.
• Uno o más elementos y uno o más compuestos.
• Dos o más compuestos.

a) Compuesto = Dos Elementos

Mediante descomposición térmica o electrolítica es posible obtener elementos como productos. Ej: 2HgO = 2Hg + O₂.

b) Compuesto = Elemento y Compuesto

Cloratos de metales alcalinos como el KClO₃ se descomponen por calentamiento para producir el cloruro correspondiente y liberar oxígeno. Ej: 2KClO₃ = 2KCl + 3O₂.

c) Compuesto = Dos o Más Compuestos

La descomposición térmica del carbonato de calcio u otros carbonatos produce dos compuestos: un óxido metálico y dióxido de carbono. Ej: CaCO₃ = CaO + CO₂.

3. Reacción de Desplazamiento Simple

En estas reacciones, un elemento reemplaza a otro que forma parte de un compuesto. Los metales activos (aquellos con baja energía de ionización y que pierden electrones con facilidad) desplazan a los menos activos o al hidrógeno en soluciones acuosas.

Cualquier metal situado por encima del H en la serie de actividad, al ser añadido a soluciones de ácidos oxidantes, se disuelve para producir hidrógeno y formar una sal.

a) Metal Activo + Sal de Metal Menos Activo

Metal menos activo + Sal de metal activo. Ej: 2AgNO₃ + Cu = 2Ag + Cu(NO₃)₂.

b) Metal Activo + Ácido No Oxidante

Hidrógeno + Sal de ácido. Ej: Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂.

4. Reacciones de Metátesis (Doble Desplazamiento)

Dos compuestos reaccionan para formar dos nuevos compuestos, sin que se produzcan cambios en el número de oxidación. Ej: Pb(NO₃)₂ + K₂CrO₄ = PbCrO₄ + 2KNO₃.

Para que se produzca la reacción, uno de los iones tiene que ser retirado de la solución mediante:

• Precipitación.
• Formación de un electrolito débil o un no electrolito.
• Formación de un gas que se escapa de la solución.

Ejemplos Adicionales de Reacciones

1. Síntesis: Mg + O₂ = MgO // MgO + H₂O = Mg(OH)₂
2. Descomposición: MnO₂ + H₂O = H₂O + ½ O₂
3. Desplazamiento Simple: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂
4. Metátesis/Precipitación: Na₂CO₃ + Pb(NO₃)₂ = PbCO₃ + 2NaNO₃

Laboratorio 6: Fundamentos de Estequiometría

Definición y Origen

La Estequiometría fue establecida en 1792 por Jeremias B. Richter para designar a la ciencia que mide las proporciones según las cuales se deben combinar los elementos químicos.

Conceptos Fundamentales

• Ley de la Conservación de la Masa: Postulada por Antoine Laurent de Lavoisier (1750).
• Ecuación Química: Identifica las sustancias antes (Reactantes) y después (Productos) de la reacción. (Reactante → Producto).
• Reactivo Limitante: Cuando los reactantes no se encuentran en una proporción estequiométrica, el que está en menor relación de moles, según la ecuación, es el que limita la reacción.
• Rendimiento de la Reacción: Relación entre los reactantes empleados y la cantidad de producto obtenido. Se calcula como:
  Rendimiento (%) = (Masa de producto obtenida / Masa de producto calculada) x 100.
• Ecuación Molecular: Muestra a todos los participantes de la reacción química (reactivos y productos) en forma de moléculas.
• Ecuación Iónica: Muestra los compuestos que existen principalmente en forma de iones en solución.
• Ecuación Iónica Neta: Indica únicamente las especies iónicas que forman parte de la reacción (excluyendo iones espectadores).