Tipos de reacciones químicas
Una reacción química es un proceso en el que las sustancias iniciales (reactivos) se transforman en sustancias distintas (productos). Los átomos se conservan; se reorganizan los enlaces.
Ecuación química
Formato general:
reactivos → productos
Ejemplo: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
Debe estar balanceada: mismo número de cada átomo a ambos lados (conservación de la masa).
Tipos principales
1. Síntesis (combinación)
Dos o más sustancias forman una sola.
A + B → AB
Ejemplos:
2 H₂ + O₂ → 2 H₂ON₂ + 3 H₂ → 2 NH₃(síntesis del amoníaco, Haber-Bosch)Fe + S → FeS
2. Descomposición
Una sustancia se divide en varias más simples.
AB → A + B
Ejemplos:
2 H₂O → 2 H₂ + O₂(electrólisis)CaCO₃ → CaO + CO₂(calentamiento de caliza → cal viva)2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂
3. Sustitución simple (desplazamiento)
Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.
A + BC → AC + B
Ejemplos:
Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂Cu + 2 AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2 Ag
Serie de actividad: ordena metales según su reactividad; un metal desplaza a otro menos activo.
4. Sustitución doble (metátesis)
Intercambio de iones entre dos compuestos.
AB + CD → AD + CB
Ejemplos:
AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃(precipitación)HCl + NaOH → NaCl + H₂O(neutralización)Pb(NO₃)₂ + 2 KI → PbI₂↓ + 2 KNO₃
5. Combustión
Reacción con oxígeno que libera energía (exotérmica).
Combustibles típicos: hidrocarburos.
Ejemplo: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O + energía
Productos típicos: CO₂ + H₂O (completa) o CO + hollín (incompleta).
6. Reacciones redox (oxidación-reducción)
Transferencia de electrones entre especies.
- Oxidación: pérdida de e⁻ (aumenta el estado de oxidación).
- Reducción: ganancia de e⁻ (disminuye el estado de oxidación).
Memotecnia: “OPER” — Oxidación Pierde Electrones, Reducción ganaEncasa Electrones. (O bien: “LEO el león dice GER” = Lose Electrons = Oxidation, Gain Electrons = Reduction.)
Ejemplo: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
- Zn se oxida (0 → +2).
- Cu²⁺ se reduce (+2 → 0).
Todas las combustiones y corrosión son redox. Ver Celda de combustible de tierra.
7. Ácido-base (neutralización)
Reacción entre un ácido y una base que produce agua y sal.
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Ácidos: donan H⁺ (Brønsted-Lowry) o aceptan e⁻ (Lewis). Bases: aceptan H⁺ o donan e⁻.
pH: mide la acidez. Escala de 0 a 14; 7 neutro.
8. Reacciones de precipitación
Formación de un sólido insoluble al mezclar soluciones.
Indicadas con una flecha hacia abajo (↓).
9. Reacciones endo y exotérmicas
Por balance energético:
- Exotérmicas: liberan calor (ΔH < 0). Combustión, neutralización.
- Endotérmicas: absorben calor (ΔH > 0). Cocción, evaporación.
Velocidad y equilibrio
Muchas reacciones no son instantáneas ni completas:
- Velocidad → ver Cinética química.
- Equilibrio → ver Equilibrio químico.
Estequiometría
Relaciones cuantitativas entre reactivos y productos. Con una ecuación balanceada:
- Convertir gramos a moles.
- Usar las proporciones molares de la ecuación.
- Convertir moles resultantes a gramos si se necesita.
Ejemplo: Cuántos gramos de H₂O se producen al quemar 16 g de CH₄.
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
- 16 g CH₄ × (1 mol / 16 g) = 1 mol CH₄.
- 1 mol CH₄ → 2 mol H₂O.
- 2 mol H₂O × 18 g/mol = 36 g H₂O.
Reactivo limitante
En mezclas no estequiométricas, un reactivo se agota primero y determina el máximo producto posible.
Rendimiento
- Teórico: el calculado por estequiometría.
- Real: el obtenido experimentalmente.
- %Rendimiento = (real/teórico) × 100.
Por qué importan estos tipos
- Predecir productos de una reacción.
- Calcular cantidades necesarias (industrial).
- Diseñar procesos (farmacéuticos, ambientales).
- Entender metabolismo (bioquímica).