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Clasificación de las reacciones químicas teorías y ejemplos...

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Universidad de Guayaquil Facultad de Ingeniería Química Carrera de Ingeniería Química Asignatura: Ingeniería de las reacciones Curso: 6to Semestre “A” Tema: Clasificación de las reacciones químicas 1.

Indicar el fundamento de la clasificación

2.

Definición de cada una de ellas 3. 4.

Ejemplo Conclusiones

5.

Bibliografía

Nombre: William Cuadro Santana Docente: Ing. Stefanie Bonilla Bermeo Clasificación de las reacciones químicas 

Objetivo:

Conocer e identificar la clasificación y tipos de las diferentes reacciones químicas existentes.



Generalidades:

Una reacción química se refiere a la interacción de dos o más sustancias y que ocasiona un cambio químico, que puede reconocerse por: 1) La producción de un gas (efervescencia) 2) La producción de calor (reacción exotérmica) o la absorción ( reacción endotérmica) 3) Aparición de sustancia insoluble (precipitado) 4) Un cambio permanente de color Clasificación de las reacciones químicas: 1. Reacciones de combinación o síntesis 2. Reacciones de sustitución sencilla 3. Reacciones basadas en el uso de catalizadores 4. Reacciones de descomposición 5. Reacciones basadas en el calor involucrado 6. Reacciones en función del número de fases 7. Reacciones en relación al equilibrio o de proceso

8. Reacciones en función de su complejidad

1) Reacciones de combinación o síntesis: Es aquella que cuando se unen dos elementos o compuestos sencillos, forman uno más complejo. Se representa como: A + B  AB Ejemplo: 2 Na (s) + Cl2 (g)  2 NaCl (s) (Sal simple)

2) Reacciones de sustitución sencilla: Son las reacciones en que un elemento químico sustituye otro elemento químico de un compuesto y lo libera como sustancia simple. Se representa como: A + BZ  AZ + B

Ejemplo: Cl2 (g) + 2 NaBr (ac)  NaCl (ac) + Br2 (ac) Mg(s) + 2 HCl (ac)  MgCl2 (ac) + H2 (g)

El carbonato de calcio en presencia de calor se descompone en óxido de calcio más dióxido de carbono.

3) Reacciones basadas en el uso de catalizadores: Un catalizador es una sustancia que modifica la rapidez de una reacción química sin que ella misma se consuma en el proceso o sufra algún cambio químico. Un catalizador puede acelerar o retardar una reacción química. De acuerdo al uso de catalizadores se divide en reacciones catalizadas y no catalizadas.

Reacciones catalizadas.- Son aquellas que hacen uso de un catalizador ya sea para acelerar o retardar la reacción. Ejemplo: El proceso Haber el cual sirve para la obtención de amoniaco al ponerse en contacto el hidrogeno con el nitrógeno y el catalizador Fe(s). N2 (g) + 3 H2 (g)

Fe →

2 NH3 (g)

Reacciones no catalizadas.- Son aquellas que no hacen uso de un catalizador en la reacción. Ejemplo: 2 K (s) + Cl2 (g)  2 KCl (s)

4) Reacciones de descomposición: En las reacciones de descomposición, una sustancia sufre una transformación para formar dos o más sustancias. La sustancia que se descompone siempre es un compuesto. Se suele usar calor para ocasionar la descomposición. Se expresa como: AB  A + B Ejemplo: CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s) Δ →

5) Reacciones basadas en el calor involucrado: Según el calor involucrado se dividen en reacciones exotérmicas y endotérmicas. Reacciones exotérmicas.- Son aquellas reacciones que liberan o pierden calor. Se representa como: A + B  C + D + energía Ejemplo:

La reacción de combustión del metano: CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (g) + energía

Reacciones endotérmicas.- Son aquellas reacciones que absorben energía o calor. Ejemplo: La producción de ozono que se da en la estratosfera ocurre al absorber energía de los rayos del sol. 3 O2 (g)

Δ 2 O3 (g) →

6) Reacciones en función del número de fases: Este tipo de reacciones se clasifica en homogéneas y heterogéneas. Reacciones homogéneas.- Son aquellas reacciones en las que solo se distingue una sola fase. Ejemplo: 2 Na (s) + Cl2 (g)  2 NaCl (s) Se distingue al final la fase sólida. Reacciones heterogéneas.- Son aquellas reacciones en las que se distingue dos o más fases. Ejemplo: AgNO3 (s) + HCl (ac)  HNO3 (l) + AgCl (s) Se observan dos fases, la líquida que es el ácido nítrico (HNO3) y un precipitado insoluble que es el cloruro de plata (AgCl)

7) Reacciones en relación al equilibrio o de proceso: Las reacciones de proceso o equilibrio se dividen a su vez en reacciones reversibles e irreversibles.

Reacciones reversibles.- Son aquellas reacciones que de los productos formados, pueden regresar de nuevo a su estado de reactivos. Se representan como: A+ B

AB

Ejemplo: CO2 (g) + H2O (l)

H2CO3 (ac)

Reacciones irreversibles.- Son aquellas en que los productos formados ya no pueden volver a su estado de reactivos. Se representan como: A + B  AB Ejemplo: NaOH + HCl  NaCl + H2O

8) Reacciones en función de su complejidad: Según su complejidad se dividen en reacciones simples y reacciones múltiples. Reacciones simples.- Es cuando la reacción se puede representar con una sola ecuación estequiométrica, representándose como: A+ B  C Ejemplo: H2 (g) + Cl2 (g)  2HCl (l) Reacciones múltiples o complejas.-

Es cuando se necesita más de ecuación

estequiométrica para representar la reacción. Se dividen en reacciones en serie y paralelo. Reacciones en serie o consecutivas.- Es cuando el reactivo forma un producto intermedio, que posteriormente reacciona para producir un nuevo producto. Se representa como:

A B  C Ejemplo: C2H4O + NH3  HOCH2CH2NH2  (HOCH2CH2NH2)2NH (Formación de mono y di etanolamina) Reacciones en paralelo.- Es una reacción competitiva en la que un reactivo se debate en producir un componente deseado y también en uno no deseado. Se representa como:

A B C Ejemplo: C2H4 + O2  2 CO2 + 2 H2O C2H4O (Al obtener óxido de etileno se produce también dióxido de carbono y agua)

Conclusiones:  Las reacciones no simplemente se llevan a cabo en el laboratorio, sino que también se dan de forma natural, como la formación de ozono.  La investigación realizada fue útil para descubrir cuantas reacciones y tipos de reacciones existen y cómo es que se llevan a cabo, lo cual brinda ayuda a nuestra formación en la carrera.

Bibliografía: Química, Daub Seese, Octava edición Cinética de reacciones, Stanley M Walas

Webgrafía: http://www.monografias.com/trabajos97/las-reacciones-quimicas/las-reaccionesquimicas.shtml http://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/clasificacion-de-las-reaccionesquimicas http://www.sc.ehu.es/iawfemaf/archivos/materia/00911.htm...