REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRIA

 Reacciones químicas

Una reacción química, también llamada cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual dos o más especies químicas o sustancias, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos.​ Los reactantes pueden ser elementos o compuestos

Clasificación

Dos tipos de reacciones consideradas muy importantes son las de síntesis y las de descomposición. Reacción de síntesis o combinación. En ésta, dos o más sustancias se unen para formar otra; por ejemplo, cuando se combinan azufre y hierro, se sintetiza sulfuro de hierro. El polvo amarillo de azufre y la limadura de hierro reaccionan y se convierten en un nuevo producto que posee propiedades totalmente distintas de las que caracterizan a esos elementos.

Las reacciones de este tipo tienen gran utilidad industrial; gracias a ellas, cada día se cuenta con nuevos productos, como medicamentos, plástico, materiales cerámicos, etc. Reacción de descomposición. En este caso, una sustancia se divide en otras dos, que forzosamente son más sencillas, es decir, están compuestas por menos átomos. Muchas reacciones de descomposición requieren energía eléctrica para llevarse a cabo; por ejemplo, mediante la corriente eléctrica se pueden separar el oxígeno y el hidrógeno que forman el agua. El proceso que consiste en separar sustancias químicamente por medio de la electricidad se conoce como electrólisis.

Reacciones de síntesis (o combinación) Las reacciones de síntesis o combinación ocurren cuando dos o más reactivos forman un solo producto; generalmente se libera calor (Δ) (reacción exotérmica). También se les conoce como reacciones de adición. La forma general de la ecuación para este tipo de reacciones es el siguiente: A + B        AB Las reacciones que entran en esta categoría son: Metal + oxígeno produce óxido metálico  No metal + oxígeno produce óxido no metálico Metal + no metal produce sal binaria Óxido metálico + agua produce una base o hidróxido metálico Óxido no metálico + agua produce un oxiácido Reacciones de descomposición La descomposición química es un proceso que experimentan algunos compuestos químicos en el que, de modo espontáneo o provocado por algún agente externo, a partir de una sustancia compuesta se originan dos o más sustancias de estructura química más simple. Es el proceso opuesto a la síntesis química. Reacciones de sustitución Una reacción de sustitución a es aquella reacción química en la que un grupo funcional o átomo en un compuesto químico es sustituido por otro átomo o grupo funcional.​​Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. Reacciones de neutralización La neutralización o neutralización es una reacción química en la que un ácido y una base reaccionan con una cantidad equivalente entre sí. En una reacción en agua, la neutralización da como resultado que no haya exceso de iones de hidrógeno o hidróxido presentes en la solución. Reacciones de óxido-reducción Reacción química que ocurre entre una sustancia oxidante y una sustancia reductora. Durante la reacción, la sustancia oxidante pierde electrones y la sustancia reductora gana electrones. Por ejemplo, se forma óxido cuando hay una reacción de oxidación-reducción entre el oxígeno que contiene el agua o el aire húmedo (una sustancia oxidante) y el hierro (una sustancia reductora). Las reacciones de oxidación-reducción también se producen cuando el cuerpo descompone la glucosa (un tipo de azúcar) y las grasas para producir energía. También se llama oxidorreducción. Unidades de medida usuales en la estequiometria. Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria. Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química que relacione las masas de los reactantes con las masas de los productos. Esta unidad química es el mol. Número de avogadro En química, se denomina número de Avogadro o Constante de Avogadro al número de partículas constituyentes de una sustancia (normalmente átomos o moléculas) que se pueden encontrar en la cantidad de un mol de la sustancia. Es un factor de proporción que pone en relación la masa molar (magnitud física que define la masa de una sustancia por unidad de cantidad de sustancia y se expresa en kg/mol) de una sustancia y la masa presente en una muestra. El valor aceptado de esta constante es de 6,02214087(62) x 1023 mol-1. Mol gramo El mol-gramo, es el peso en gramos de un mol de moléculas (6,022x1023 moléculas) de una sustancia química. Se determina expresando el peso molecular en gramos Átomo gramo El átomo gramo, es el peso en átomos de un mol de átomos (6,022 x 1023 átomos) de un elemento. Este peso es exactamente igual al peso atómico expresado en gramos. 1 At - g = P.A. g                                                            Mol molecular  El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones, etc.) como existen en 12 g del isótopo de carbono 12. Un mol de cualquier compuesto contiene siempre una cantidad de moléculas igual al número de Avogadro (6,02.1023) y se utiliza mucho para efectuar los cálculos químicos. Estequiometria  la estequiometría es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Leyes de la estequiometria  Ley de Lavoisier o de conservación de la masa En toda reacción química o física se conserva la masa, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. La ley de conservación de la masa, enunciada por Lavoisier en 1789, es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. En esta ley se asume la conservación de la identidad de los elementos químicos, que resulta indispensable en el balanceo de ecuaciones químicas. Ley de Proust o de las proporciones constantes En 1799, J. L. Proust llegó a la conclusión de que, para generar un compuesto determinado, dos o más elementos químicos se unen entre sí, siempre en la misma proporción ponderal (del latín pondus,ponderis: casos nominativo y genitivo de peso). con el paso del tiempo va generando las partículas para incrementar la masa. Una aplicación de la ley de Proust es en la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, es decir el porcentaje ponderal que dentro de la molécula representa cada elemento. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples Puede ocurrir que varias masas de un elemento se puedan combinar con una misma masa de otro elemento (caso no previsto en la ley de Proust). En 1808, Dalton concluyó que las masas variables guardan una relación sencilla, es decir, expresable mediante un cociente de números enteros pequeños. Esta ley le llevó a Dalton a desarrollar su modelo atómico. Ley de Richter o de las proporciones equivalentes o recíprocas En 1792, Richter concluyó que, si dos elementos se combinan con una cierta masa fija de un tercero, la relación entre sus masas al combinarse con este será idéntica a la relación de sus masas al combinarse entre sí. Esta ley llevó al desarrollo de la noción de equivalente. Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación A diferencia de las anteriores, esta ley propuesta por Gay-Lussac en 1809 relaciona los volúmenes de los gases intervinientes en una reacción química. La ley de los volúmenes de combinación establece que, en una reacción en la que la temperatura y la presión son constantes, los volúmenes de todos los gases que participan en ella guardan entre sí una relación sencilla. Por ejemplo, Gay-Lussac descubrió que 2 volúmenes de hidrógeno y 1 volumen de oxígeno que reaccionan forman 2 volúmenes de vapor de agua.​ Esta ley le llevó a Avogadro a desarrollar su hipótesis.