Una reacción química es todo proceso químico en el cual uno o más sustancias llamadas reactivos, por efecto de un factor energético, se transforman en otras
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  Reacciones química Una reacción química es todo proceso químico en el cual uno o más sustancias llamadas reactivos, por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. 1) tipos de reacciones y características
Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto mas Representación: A+B AB Donde A y B representan cualquier sustancia química Ejemplo: 2Na(s)+Cl2(g) 2NaCl(s)
AB → A+B Donde A y B representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción es la descomposición del agua 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
A + BC → AC + B Donde A, B y C representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción se evidencia cuando el hierro(Fe) desplaza al cobre(Cu) en el sulfato de cobre (CuSO4): Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
AB + CD → AD + BC Donde A, B, C y D representan cualquier sustancia química. Veamos un ejemplo de este tipo de reacción: NaOH + HCl → NaCl + H2O 2) definición de ácido, base, Lewis, Arrhenius y bronsted-lowrys 1.Acido: Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes son el ácido acético (en el vinagre), el ácido clorhídrico (en el Salfumant y los jugos gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). 2.Base: En química una base es una sustancia que en disolución acuosa brinda iones OH al medio. 3.Lewis: Gilbert Newton Lewis (Weymouth, Massachusetts, 23 de octubre de 1875 - Berkeley, 23 de marzo de 1946) fisicoquímico estadounidense, famoso por su trabajo llamado "Estructura de Lewis" o "diagramas de punto". En 1907 pasó a desempeñarse como profesor asistente, en 1908 como profesor adjunto y en 1911 como profesor titular. En 1912 dejó el MIT para desempeñarse como profesor de fisicoquímica y Decano del Colegio de química en la Universidad de California En 1908 publicó el primero de varios artículos sobre la Teoría de la relatividad, en el cual dedujo la relación masa-energía por un camino distinto que Einstein. En 1916 formuló el modelo del átomo cúbico, y la idea que un enlace covalente consiste en un par de electrones compartidos y creó el término molécula impar cuando un electrón no es compartido. Sus ideas fueron desarrolladas por Irving Langmuir y sirvieron de inspiración para los estudios de Linus Pauling. Además, en ese año enunció la importante Regla del octeto. En 1919, estudiando las propiedades magnéticas de soluciones de oxígeno en nitrógeno líquido, encontró que se había formado una molécula de O4. Esta fue la primera evidencia del oxígeno tetraatómico. En 1923, formuló la teoría del par electrónico para las reacciones ácido - base. Por el trabajo de J. Willard Gibbs era conocido que las reacciones químicas tienden a un equilibrio determinado por la energía libre de las sustancias intervinientes. Lewis dedicó 25 años a determinar la energía libre de varias sustancias y en 1923 él y Merle Randall publicaron los resultados del estudio y formalizaron la química termodinámica. En 1926 acuñó el término "fotón" para la menor unidad de energía radiante. Lewis fue el primero en producir una muestra pura de óxido de deuterio (agua pesada) en 1933. Acelerando deuterones en el ciclotrón de Ernest Lawrence pudo estudiar muchas de las propiedades de los nucleones. 4.Arrhenius: Svante August Arrhenius (Vik, Suecia, 19 de febrero de 1859 - Estocolmo, 2 de octubre de 1927) fue un científico (originalmente físico y más tarde químico) y profesor sueco galardonado con el Premio Nobel de Química de 1903 por su contribución al desarrollo de la química con sus experimentos en el campo de la disociación electrolítica. En 1884 Arrhenius desarrolló la teoría de la existencia del ion, ya predicho por Michael Faraday en 1830, a través de la electrólisis. Siendo estudiante, mientras preparaba el doctorado en la universidad de Upsala, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas, que formuló en su tesis doctoral. Su teoría afirma que en las disoluciones electrolíticas, los compuestos químicos disueltos se disocian en iones, manteniendo la hipótesis de que el grado de disociación aumenta con el grado de dilución de la disolución, que resultó ser cierta sólo para los electrolitos débiles. Creyendo que esta teoría era errónea, le aprobaron la tesis con la mínima calificación posible. Esta teoría fue objeto de muchos ataques, especialmente por lord Kelvin, viéndose apoyada por Jacobus Van't Hoff, en cuyo laboratorio había trabajado como becario extranjero (1886-1890), y por Wilhelm Ostwald. Su aceptación científica le valió la obtención del premio Nobel de Química en 1903, en reconocimiento a los extraordinarios servicios prestados al avance de la química a través de su teoría de la disociación electrolítica. Proclamó en 1896 que los combustibles fósiles podrían dar lugar o acelerar el calentamiento de la tierra. Aparte de la citada teoría trabajó en diversos aspectos de la físico-química, como las velocidades de reacción, sobre la práctica de la inmunización y sobre astronomía. Así, en 1889 descubrió que la velocidad de las reacciones químicas aumenta con la temperatura, en una relación proporcional a la concentración de moléculas existentes. En 1903 fue recompensado con el Premio Nobel. 5.Bronsted: Johannes Nicolaus Bronsted, químico y físico danés (* Varde, 22 de febrero de 1879 - 17 de diciembre de 1947). El principal objetivo de el fue complacer las teorías ya creadas Clasificación de ácidos y bases encaminada a facilitar la comprensión y discusión de las reacciones básicas o ácidas, formulada por Brønsted. Brønsted sugirió el uso de la forma hidratada porque quería indicar que el agua acepta los protones, es decir que se combina con los protones. Brønsted deseaba aplicar los términos ácido y base en un sentido más amplio que anteriormente y enunció nuevas definiciones de esos conceptos. Un ácido Brønsted será toda sustancia que, especialmente en solución acuosa, sea capaz de ceder un protón; una base Brønsted será cualquier sustancia que pueda aceptar un protón. Según la teoría de Brønsted, cada una de estas tres ecuaciones representa la acción de un ácido con una base. NH3 (g) + H2O <---> NH4+ + OH- H2SO4 + H2O <---> H3O+ + HSO4- HSO4- + H2O <---> H3O+ + SO4= Las tres ecuaciones son reversibles. Brønsted llamó base conjugada del ácido a la producida cuando éste pierde un protón. La idea de Brønsted ha sido útil, pero su aceptación no significa que las definiciones clásicas estén equivocadas. Para aclarar qué definiciones se están aplicando suele hablarse de ácidos Brønsted y de bases Brønsted. 6.Lowry: Thomas Martin Lowry (26 de octubre de 1874 – 2 de noviembre de 1936) fue un físico y químico inglés. Nació en Low Moor, Bradford, West Yorkshire. Estudió química con Henry Armstrong, un químico inglés interesado mayormente en la química orgánica, pero también en la ionización en soluciones acuosas. En 1923, de forma independiente, el danés Johannes Nicolaus Brønsted y el inglés Lowry mejoran la teoría de Arrhenius, definiendo un ácido como toda sustancia capaz de transferir protones y base como toda sustancia capaz de aceptarlos 3) 6 tipos de reacciones exotérmicas y endotérmicas a nivel orgánico Una reacción endotérmica es aquella reacción que toma energía del medio para poder ocurrir, en particular toma energía térmica del medio para poder ocurrir, estas reacciones se ven favorecidas al aplicarles calor, de otra manera serían muy lentas o no ocurrirían Un ejemplo de reacción endotérmica es la producción de sulfuro de hierro a partir de hierro y azufre: Fe (s) + S (s) + calor ---> FeS (s) otro ejemplo es la producción de hierro metálico a partir de óxido de hierro y de carbono tipo grafito, esta reacción es usada en la industria siderúrgica para la producción de hierro: FeO (s) + C (graf.) ---> Fe (s) + CO (g) Las reacciones endotérmicas, sobre todo las del amoniaco impulsaron una próspera industria de generación de hielo a principios del siglo XIX. Actualmente el frío industrial se genera con electricidad en máquinas frigoríficas. Es importante decir que las reacciones endotérmicas al absorber calor pueden ser útiles y prácticas en algunos casos, como por ejemplo, el querer enfriar un lugar. En las reacciones endotérmicas los productos tienen más energía que los reactivos. Otra seroa la mezcla de urea con agua Exotérmicas Un ejemplo de reacción exotérmica es la combustión. Otro ejemplo de una reacción exotérmica podría ser, al unir hidróxido de sodio unido con azul de metileno y ácido acético igualmente ligado con azul de metileno. En esta reacción se podrá observar como al ir uniendo poco a poco la dos soluciones irá creando se una especie de humo y poco a poco el biker (vaso de precipitado) se va poniendo algo caliente. Otros tipo seria cualquier acido con agua H2SO4, HNO3, HCl etc todos los acidos + agua Se da principalmente en las reacciones de oxidación. Cuando esta es intensa puede dar lugar al fuego. Cuando reaccionan entre sí dos átomos de hidrógeno para formar una molécula, el proceso es exotérmico. H· + H·→ H:H ΔH=-104 Kcal/mol. Son cambios exotérmicos el paso de gas a líquido (condensación) y de líquido a sólido (solidificación). |
