Reacciones y Cambios

Reacciones Químicas 

por Anthony Carpi, Ph.D., Adrian Dingle, B.Sc.

(Esta es una versión actualizada del módulo ^ ~ Chemical ^ ~ Reactions. Para la versión anterior, consulte esta página ).

Las reacciones químicas ocurren absolutamente en todas partes. Si bien a veces asociamos reacciones químicas con el ambiente estéril del tubo de ensayo y el laboratorio, nada podría estar más lejos de la verdad. De hecho, la colosal cantidad de transformaciones crea una serie vertiginosa, casi incomprensible, de nuevas sustancias y cambios de energía que tienen lugar en nuestro mundo cada segundo de cada día.

En la naturaleza, reacciones químicas pueden ser mucho menos controladas que lo que se encuentra en el laboratorio, y a veces mas desordenadas, y generalmente ocurren aunque no se quieran! Ya sea un incendio quemando un bosque (Figura 2), el proceso lento de hierro oxidándose en la presencia de oxigeno y el agua sobre un periodo de años o la manera delicada en la cual una fruta se madura en un árbol, el proceso de convertir un conjunto de sustancias químicas (reactantes) a otro conjunto de sustancias (los productos) se conoce como reacción química.

Forest fire
Figura 1: Un incendio controlado en Alberta, Canadá, empezado para crear una barrera para incendios futuros image © Cameron Strandberg, Rocky Mountain House

A pesar de que reacciones químicas han ocurrido en la Tierra desde el principio de los tiempos, no fue hasta el siglo XVIII que los primeros químicos empezaron a entenderle. Los procesos como la fermentación, en las cuales azucares son químicamente convertidas en alcohol, han sido conocidos por muchos siglos; sin embargo, la base química de la reacción no se entendía. ¿Qué eran estas transformaciones y como estaban controladas? Estas preguntas podrían ser solamente contestadas cuando la transición de alquimia a química como una ciencia cuantitativa y experimental se llevo a cabo.

Contexto histórico

Comenzando a principios de la edad media, filósofos europeos y persas estaban fascinados con la manera que algunas sustancias parecían “transmutar” (o transformarse) a otras. Simples pierdas, como las que contienen azufre, parecían que se quemaban mágicamente; y minerales no impresionantes fueron transformados, como mineral de cinabrio convirtiéndose en un metal luminoso liquido mercurio cuando se calienta. Alquimistas basaron su enfoque en las ideas de que todo en el mundo estaba compuesto de cuatro sustancias fundamentales – aire, tierra, fuego y agua (Figura 2).

Four basic elements
Figura 2: Aristóteles creía que todo en el mundo estaba compuesto de cuatro sustancias fundamentales – aire, tierra, fuego y agua.

Como tal, propusieron y pasaron generaciones tratando de comprobar que metales menos caros como el cobre y el mercurio y pueden ser convertidos en oro. A pesar de su enfoque equivocado, muchos alquimistas llevaron a cabo experimentos químicos fundamentales – transformaron una sustancia a otra, y entonces es difícil señalar una fecha especifica como el nacimiento de una reacción química ordenada y cuantificada. Sin embargo, hay algunos momentos importantes en la historia que han ayudado a razonarlo.

Lavoiser: Leyes of Conservación Masiva

Antoine Lavoisier fue un noble francés a principios del siglo XVIII quien empezó a experimentar con diferentes reacciones químicas. Para ese entonces, la química aun no se consideraba una ciencia verdadera y cuantitativa. La mayoría de las teorías que existían para explicar la manera en la que sustancias cambian dependían en filosofía griega, y había poco detalle experimental asociado con el trabajo de un alquimista.

Sin embargo, durante la segunda mitad del siglo XVII, Lavoisier llevo a cabo muchos experimentos y observo que mientras sustancias cambiaban durante una reacción química, la masa del sistema – o una medida de la cantidad total de “cosas” presente – no cambiaron. Al hacer esto, Lavoisier defendió la idea de conservación de masa durante transformaciones (Figura 3). En otras palabras, a diferencia de los alquimistas antes de el que pensaron que estaban creando materia de la nada, Lavoisier propuso que sustancias no son ni creadas ni destruidas, si no cambiar forma durante reacciones. Las ideas de Lavoisier fueron publicadas en el trabajo seminal Traité élémentaire de Chimie en el anho 1789 (Lavoisier, 1789), el cual es muy aclamado como el nacimiento de la química moderna como una ciencia cuantitativa.

Law of Mass Conservation 3
Figura 3: La ley de Lavoisier de Conservación de Masa, la cual declara que sustancias no son ni creadas ni destruidas, si no cambian forma durante reacciones. En este ejemplo, los reactantes (zinc y dos moléculas de cloruro de hidrogeno) se convierten en diferentes productos (zinc cloruro e deshidrogeno), pero no se pierde ni se crea masa.

Proust: Ley de Composición Constante

Joseph Proust fue un actor Francés que siguió en los pasos de Lavoisier. Proust llevo a cabo docenas de reacciones químicas, empezando con diferentes cantidades de varios materiales. Con el paso del tiempo, observó que sin importar como comenzaba cierta reacción química, el ritmo en la cual los reactantes se consumían siempre fueron constantes. Por ejemplo, trabajo extensivamente con carbonato de cobre y sin importar como cambiaba el ritmo de reactantes iniciales, el cobre, carbono y el oxigeno todos reaccionaban juntos en un ritmo constante (Proust, 1804). Como resultado, en los últimos años del siglo XVIII, Proust formulo la ley de composición constante (también se refería como la ley de proporciones definidas, Figura 4).

Se dio cuenta que cualquier sustancia química (que ahora definimos como compuesto) siempre consistía del mismo ritmo por masa de sus partes elementales sin importar el método de preparación. Esto fue un gran paso hacia la química moderna debido a que se creía previamente que las sustancias formadas durante reacciones químicas fueron aleatorias y desordenadas.

Law of Constant Composition
Figura 4: Un ejemplo de la Ley de Proust de Composiciones Constante, el cual declara que cualquier compuesto siempre consiste de la misma proporción por la masa de sus partes elementales, sin importar el método de preparación.

Dalton: Ley de Multiples Proporciones

El químico ingles John Dalton ayudo a aclarar las leyes de conservación de masa y proporciones definitivas en el año 1803 proponiendo que la materia consistía de átomos de sustancias únicas que no se podrían crear o destruir (vea nuestro módulo Las Primeras Ideas de la Materia para mas información).

Dalton extendió las ideas de Proust reconociendo que era posible que dos elementos formaran mas un compuesto, pero sin importar el compuesto, siempre contendría elementos combinados en proporciones enteras (Dalton, 1808). Esta observación se conoce mejor como la ley de proporciones múltiples (Figura 5) y con su teoría atómica, ayudó a cementar las observaciones de Lavoisier.

Law of Multiple Proportions
Figura 5: La ley de Proporciones Multiples de Dalton, la cual declara que dos elementos pueden formar mas de un compuesto, pero el compuesto sin importar que era tendria siempre elementos combinados en proporciones enteras

Estos avances, ajuntados, formaron las bases para nuestro entendimiento moderno de reacciones químicas, ecuaciones químicas y estequiometria química o el proceso de expresar cantidades relativas y producen una reacción química.

Punto de Comprensión

_______________ primero teorizó que mientras sustancias cambian forma durante una reacción química, la masa del sistema no cambiaba.

Tipos de reacciones químicas

Existen una gran cantidad de reacciones químicas. Reacciones químicas. Reacciones químicas ocurren constantemente dentro de nuestro cuerpo, dentro de plantas y animales, en el aire que circula a nuestro alrededor, en los lagos y mares en los que nadamos y hasta en la tierra en donde sembramos y construimos. De hecho, existen tantas reacciones químicas que ocurren que seria difícil (o imposible) entenderlas todas. Sin embargo, un método que nos ayuda a entender es categorizar reacciones químicas en pocos tipos que son generales. Cierto que no será un sistema perfecto, poner reacciones juntas de acuerdo a sus similitudes nos ayuda a identificar patrones, la cual permite que se hagan predicciones de reacciones que no han sido estudiadas. En este módulo, consideraremos y proveeremos algunos contextos para unas categorías de reacciones, específicamente: síntesis, descomposición, reemplazo simple, doble reemplazo, REDOX (incluyendo combustion), y reacciones de acido-base.

Sin importar el tipo de reacción una verdad universal aplica a todas las reacciones químicas. Para que un proceso sea clasificado como una reacción química (en donde un cambio químico se lleva a cabo) una sustancia nueva debe ser producida. Para la formación de una nueva sustancia es casi siempre acompañada por un cambio de energía y a menudo con algún tipo de cambio físico u observable. El cambio físico puede ser de diferentes tipos, como la formación de burbujas de gas, precipitado solido o un cambio de color. Estos cambios son pistas de la existencia de una reacción química y son importantes para la investigación adicional de científicos químicos.

Reacción de síntesis

Antes del trabajo de Lavoisier, se entendía poco que existían diferentes gases que consisten de diferentes elementos. En cambio, varios gases se caracterizaron comúnmente como tipos de "aire" o partes faltantes de aire - por ejemplo, términos utilizados comúnmente eran “aire inflamable” o “aire desflogisticado.” Lavoisier pensó diferentemente y fue convencido que estas fueron sustancias diferentes. Llevo a cabo experimentos en donde mezcló aire inflamable con aire deflogisticado y una chispa y encontró que las sustancias combinadas para producir agua. La respuesta de esto fue que nombre aire inflamable “hidrógeno” del Griego hidro para “agua” y genes para “crear”. Al hacer esto, Lavoisier identificaba una reacción de síntesis. Generalmente, una reacción de síntesis es una en la cual sustancias mas simples se combinan para formar una mas compleja. El hidrogeno y el oxigeno (el cual Lavoisier también renombró aire deflogisticado) combinan en la presencia de de una chispa para formar agua, resumiendo por la ecuación química mostrada a continuación (para mas información acerca de ecuaciones químicas vea la sección llamada Anatomía de una ecuación química

Equation 1

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)


Reacciones de Descomposición

En el año 1774, el científico Joseph Priestley cambio su curiosidad a un mineral llamado cinabrio – un mineral rojo. Cuando puso el mineral bajo la luz del sol amplificado por una lupa poderosa, encontró que un gas era producido el cual describió como teniendo una “naturaleza exaltada” debido a que una candela quemó en el gas brevemente (Priestley, 1775). Sin darse cuenta, Priestley había descubierto el oxigeno como resultado de una reacción de descomposición. Reacciones de descomposición son comúnmente pensadas como el opuesto de reacciones de síntesis debido a que involucran un compuesto desintegrado en compuestos mas simples o incluso hasta en elementos. En el caso del oxigeno de Priestley había desintegrado el mercurio (II), oxido (cinabrio) con calor en sus elementos individuales. La reacción puede ser resumida en la siguiente ecuación.

Ecuación 2

2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g)

Reacciones de reemplazo simple

El químico y meteorólogo británico John Daniell, inventó una de las primeras baterías practicas en el año 1836 (Figura 6). En su celda de batería, Daniell utilizó una reacción de reemplazo simple muy común. Sus primeras celdas eran complicadas, con partes que no podían ser adquiridas fácilmente, pero al contrario, la química detrás de ellas era bien simple.

Daniell battery cells
Figura 6: Celdas de batería de Danielli

En ciertas reacciones químicas, una constitución sencilla puede sustituir para otro que ya esta adjuntado en un compuesto químico. La celda trabaja porque el cinc puede sustituir en vez de cobre en una solución de sulfato de cobre, y al hacerlo intercambian electrones que son utilizados en la celda de la batería. La reacción puede ser resumida de la siguiente manera:

Equation 3

Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

Este deslazamiento sencillo particular se llama desplazamiento de metal debido a que involucra un metal reemplazando a otro metal y muchos tipos de baterías se basan en reacciones que reemplazan metales. Sin embargo, varios otros tipos de reacciones de reemplazo sencillo, existen como cuando un metal puede reemplazar el hidrogeno en un acido o en el agua, o un halógeno puede reemplazar otro halógeno en ciertos compuestos de sal.

Reacciones de Combustión

El uso controlado del fuego fue crucial para el desarrollo de las primeras civilizaciones. Sera difícil señalar el tiempo exacto que los humanos primero domaron las reacciones combustibles que producen el fuego, investigaciones recientes sugieren que quizás ocurrió hace por lo menos un millón de años en una cueva de Sud África (Berna et al. 2012)

La combustión química no es mas que la reacción de un combustible (madera, aceite, gasolina, etc.) con oxigeno. Para que la combustión se pueda llevar a cabo, debe de haber un combustible y gas de oxígeno. Sim embargo, estas reacciones a menudo requieren energía de activación (discutido mas a menudo el módulo Enlaces Químicos: La Naturaleza del Enlace Químico), el cual puede ser proveido por una chispa o fuente de energía para el encendido. Combustible, oxigeno y energía son las tres cosas que forman el triangulo del fuego (Figura 7). Y si hace falta una de ellas, la combustión no se llevara a cabo.

Fire triangle
Figura 7: El triangulo del fuego consiste en tres cosas, combustible, oxigeno y energía. image © Gustavb

En el mundo moderno, muchos de los combustibles que son típicamente quemados para obtener energía son los hidrocarbonos – sustancias que contienen tanto hidrogeno como carbóno (como se discute en mas detalle en nuestro gas natural, el petróleo y otras sustancias.) Cuando estos combustibles se combustionan, el hidrogeno y el carbono dentro de ellos combinan con el oxigeno para producir dos compuestos muy familiares, el agua y el dióxido de carbono. Un ejemplo simple es la combustión de gas natural, o el metano CH4:

Ecuación 4

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)

Tales como la combustión de todos los combustibles, el calor y la luz son también productos y son estos los productos que se utilizan para cocinar nuestra comida o para calentar nuestros hogares.

Reacción de reducción de oxidación

Cada una de los cuatro tipos de reacción anteriores son sub categorías de un tipo sencillo de reacciones químicas conocidas como reacciones de reducción de oxidación (o redox) una reacción redox es una en donde la reducción y la oxidación se llevan a cabo al mismo tiempo. Los procesos individuales de oxidación y la reducción puede ser definida en mas de una manera, pero sea cual sea la definición, los dos procesos son simbióticos, en otras palabras suceden juntas.

En una definición, la oxidación se describe como el proceso en el cual una especie pierde electrones y la reducción es un proceso en donde una especie obtiene electrones y la reducción es un proceso en donde una especie obtiene electrones. En esta manera, podemos ver como el par puede llevarse a cabo junto. Si una sustancia química pierde sus electrones (y por ende se oxida), entonces debe tener otra sustancia química interdependiente a la le puede dar esos electrones. En el proceso, la segunda sustancia (la que gana electrones) se reduce. Cuando el aceptor esta presente, se reduce y el proceso de combinación de redox esta completa. Las reacciones de redox de este tipo pueden ser resumidas por un par de ecuaciones – uno para mostrar la perdida de electrones (la oxidación) y otro para mostrar la obtención de electrones. Utilizando el ejemplo de la célula de Daniell

Ecuación 5

Oxidation: Zn → Zn2+ + 2e-

Reduction: Cu2+ + 2e- → Cu

Los electrones muestran ser perdidos por el zinc en la primera reacción, y son los mismos electrones ser aceptados por los iones de cobre en el segundo. Junto, las reacciones se pueden combinar o cancelar los electrones en cualquier lado de las reacciones, en la reacción de redox:

Ecuación 6

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Otras definiciones de oxidación y reducción también existen, pero en todos los casos, las dos mitades de la reacción redox permanecen simbióticas – uno pierde y el otro gana. La perdida de una especie no puede suceder sin las otras especies obtener.

Reacciones de doble desplazamiento

Cuando el jabón no hace espuma con agua, el agua se dice que agua “dura”. El agua dura causa todo tipo de problemas que pueden ir a mas allá de hacer espuma. La acumulación de compuestos en los tubos de agua (conocido como escala), puede bloquear el flujo del agua y puede causar problemas en procesos industriales. La industria de fabricación de textiles y bebidas dependen bastante en el agua. En esas situaciones, la calidad del agua puede hacer la diferencia en el producto final, entonces controlas la composición del agua es crucial.

El agua dura contiene magnesio y iones de calcio en la forma de una sal que se disuelve como el cloruro de magnesio o el cloruro de calcio. Cuando el jabón (estearato de sodio) viene en contacto con cualquiera de esas sales, entra en reacción de doble desplazamiento que forma la precipitación insoluble conocida como como espuma de jabón.

Una reacción de desplazamiento doble (también conocida como reacción de reemplazamiento doble) ocurre cuando dos sustancias iónicas se unen y ambas sustancias intercambian parejas. En general:

Ecuación 7

AB + CD → AD + CB

En donde A y C son cationes (iones cargados positivamente) y B y D son aniones (cargados negativamente).

En el caso de la reacción de jabón con cloruro de calcio, la reacción es:

Ecuación 8

CaCl2(aq) + 2NA(C17H35COO)(aq) → 2NaCl(aq) + Ca(C17H35COO)2(s)

El estearato de calcio sólido es lo que llamamos espuma de jabón, el cual es formado por la reacción de sal de estearato de sodio soluble (el jabón) en una reacción de doble reemplazamiento con cloruro de calcio.

Reacciones ácido-base

Las reacciones ácido-base ocurren alrededor, e incluso dentro de nosotros, todo el tiempo. Desde el clásico volcán de bicarbonato de sodio de la escuela primaria hasta el proceso de digestión, encontramos ácidos y bases a diario.

Cuando un átomo de hidrógeno pierde su único electrón, forma un ion positivo, H + . Este ión de hidrógeno es el componente esencial de todos los ácidos y, de hecho, una definición de ácido es la de donante de iones de hidrógeno. Compuestos como el ácido cítrico en el jugo de limón, el ácido etanoico en el vinagre o un ácido típico de laboratorio como el ácido clorhídrico, todos liberan sus iones de hidrógeno en reacciones químicas conocidas como reacciones ácido-base. Los opuestos químicos de los ácidos se conocen como bases, y las bases se pueden definir como aceptores de iones de hidrógeno. Siempre que un ácido dona un ion hidrógeno a una base, se produce una reacción ácido-base, por ejemplo, cuando el ácido clorhídrico dona un ion hidrógeno a una base como el hidróxido de sodio:

Ecuación 9a

HCl (aq) + NaOH (aq) → H 2 O (l) + NaCl ( aq)

Una mirada más cercana a esta reacción revela que en el agua el HCl emite un H + como se muestra a continuación:

Ecuación 9b

HCl (aq) + H 2 O (l) → H 3 O + (aq) + Cl - (aq)

La especie resultante, H 3 O + (el ion hidronio), puede, a su vez, actuar como un ácido cuando entra en contacto con cualquier especie que pueda aceptar un ion de hidrógeno, como los iones de hidróxido de hidróxido de sodio:

Ecuación 9c

H 3 O + (aq) + NaOH (aq) → 2H 2 O (l) + Na + (aq)

La combinación de las ecuaciones n. ° 9a y n. ° 9b nos da la ecuación n. ° 9c.

La ecuación # 9c se puede reescribir para mostrar los iones individuales que se encuentran en la solución, así:

Ecuación 9d

H + (aq) + Cl - (aq) + Na + < sub> (aq) + OH - (aq) → H 2 O (l) + Na + (aq) + Cl - (aq)

Al eliminar los iones espectadores de la ecuación anterior, obtenemos la ecuación iónica neta:

Ecuación 9e

H + (aq) + OH - (aq) → H 2 O (l)

Cualquier reacción química que forme agua a partir de la reacción entre un ácido y una base como en la ecuación # 9e se conoce como reacción de neutralización.

Punto de Comprensión

El tipo de reacción química en la que un solo constituyente puede sustituir a otro ya unido en un compuesto químico es:

Anatomía de una ecuación química

Las ecuaciones químicas siempre están vinculadas a reacciones químicas, ya que son la forma abreviada de describir las reacciones químicas. Ese solo hecho hace que las ecuaciones sean increíblemente importantes, pero las ecuaciones también tienen un papel crucial que desempeñar en la descripción del aspecto cuantitativo de la química, algo que formalmente llamamos estequiometría.

Todas las reacciones químicas adoptan el mismo formato básico. Las sustancias de partida, o reactivos, se enumeran utilizando su fórmula química en el lado izquierdo de una flecha, con varios reactivos separados por signos más. En el caso de una reacción entre carbono y oxígeno:

Ecuación 10a

C + O 2

A la derecha de la flecha se encuentran las fórmulas químicas de la nueva sustancia o sustancias (conocidas como productos) que son producidas por la reacción química. En este caso, dado que el dióxido de carbono es el resultado de la quema de carbono en presencia de oxígeno:

Ecuación 10b

[Reactantes] C + O 2 → CO 2 [Productos]

Dado que las reacciones pueden provocar cambios tanto físicos como químicos, a cada sustancia se le asigna un símbolo de estado escrito como un subíndice a la derecha de la fórmula, que describe la forma física de los reactivos y productos. Las abreviaturas de estado comunes son (s) para sólidos, (l) para líquidos, (g) para gases y (aq) para cualquier sustancia acuosa, es decir, las disueltas en agua.

Ecuación 10c

C (s) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Finalmente, para garantizar que esta representación cumpla con la ley de conservación de la masa, es posible que la ecuación deba equilibrarse mediante la adición de números delante de cada especie que creen el mismo número de átomos de cada elemento en cada lado. de la ecuación. En el caso de la formación de dióxido de carbono a partir de carbono y oxígeno, no hay necesidad de agregar tales números (llamados coeficientes estequiométricos), ya que 1 átomo de carbono y 2 átomos de oxígeno aparecen en cada lado de la ecuación.

Cambios de energía

En la naturaleza, las reacciones químicas a menudo son impulsadas por intercambios de energía. A este respecto, las reacciones generalmente se dividen en dos categorías: las que liberan energía y las que absorben energía.

Las reacciones exotérmicas son aquellas que liberan energía al entorno (Figura 8, derecha). Las reacciones de combustión son un ejemplo obvio porque la energía liberada por la reacción se convierte en luz y calor que se ven en el entorno inmediato.

Por el contrario, las reacciones ^ ~ endotérmicas son aquellas que absorben energía del entorno (Figura 8, izquierda). En esta situación, es posible que tenga que calentar la reacción o agregar alguna otra forma de energía al sistema antes de que la reacción continúe.

Endothermic and exothermic reactions
Figura 8: A la izquierda hay una reacción endotérmica, donde se absorbe energía del entorno. Por el contrario, a la derecha hay una reacción exotérmica, que libera energía al entorno.

En ambos casos es importante tener en cuenta que la energía no se crea ni se destruye, sino que se transfiere de un tipo de energía a otro, por ejemplo de la energía química a la del calor o la luz. La energía que entra en la formación de enlaces químicos se intercambia por otros tipos de energía con el medio ambiente alrededor de esa reacción. Un ejemplo clásico es la reacción de fotosíntesis, en la que las plantas absorben energía luminosa del sol para crear enlaces entre los átomos que componen los azúcares, que se almacenan como energía química para su posterior uso por parte de la planta. El proceso de respiración es esencialmente el reverso de la fotosíntesis, donde los enlaces en las moléculas de azúcar se rompen y la planta utiliza la energía liberada.

Punto de Comprensión

Las reacciones _____ son aquellas que absorben energía del entorno.

El contexto de las reacciones químicas

Las reacciones químicas ocurren a nuestro alrededor todos los días. Ya sea una reacción de reemplazo única en la batería de nuestra linterna, una reacción de síntesis que ocurre cuando el hierro se oxida en presencia de agua y oxígeno, o una reacción ácido-base que ocurre cuando comemos, experimentamos reacciones químicas en casi todo lo que comemos. hacer. Comprender estas reacciones no es un concepto abstracto para un químico en un laboratorio lejano, sino que es fundamental para comprender la vida y el mundo que nos rodea. Para dominar verdaderamente las reacciones químicas, necesitamos comprender el aspecto cuantitativo de estas reacciones, algo que se denomina estequiometría, y un concepto que discutiremos en otro módulo.

Resumen

This modules explores the variety of chemical reactions by grouping them into general types. We look at synthesis, decomposition, single replacement, double replacement, REDOX (including combustion), and acid-base reactions, with examples of each.

Conceptos Clave

  • Los pasos de una ciencia cualitativa a una cuantitativa eran cruciales en entender la química y las reacciones químicas mas completamente.
  • Cuando una sustancia o sustancias (los reactantes), pasan por un cambio que resulta en la formación de una nueva sustancia o sustancias (los productos), después una reacción química se dice que toma lugar.
  • La masa y la energía son conservadas en reacciones químicas. La materia no se crea ni se destruye, si no es conservada pero arreglada para crear nuevas sustancias. No se crea o destruye energía, es conservada pero comúnmente convertida en una diferente forma.
  • Reacciones químicas pueden ser clasificadas en diferentes tipos dependiendo de su naturaleza. Cada tipo tiene su propia característica que la define en términos de reactantes y productos.
  • Reacciones químicas son comúnmente acompañadas por cambios observables como cambios de energía, cambio de color, el lanzamiento de gas o la formación de un sólido.
  • La energía tiene un papel importante en reacciones químicas. Cuando la energía es liberada en los alrededores, la reacción se dice ser exotérmica, cuando la energía se absobre de los alrededores la reacción es endotérmica

  • NGSS
  • HS-C5.4, HS-PS1.A2, HS-PS1.A3, HS-PS1.B3
  • Referencias
  • Berna, F., Goldberg, P., Horwitz, L. K., Brink, J., Holt, S., Bamford, M., & Chazan, M. (2012). Microstratigraphic evidence of in situ fire in the Acheulean strata of Wonderwerk Cave, Northern Cape province, South Africa. Proceedings of the National Academy of Sciences, 109(20), E1215-E1220.

  • Dalton, John (1808). A New System of Chemical Philosophy.
  • Lavoisier, Antoine (1789). Traité Élémentaire de Chimie, présenté dans un ordre nouveau, et d'après des découvertes modernes.
  • Priestley, Joseph (1775). "An Account of Further Discoveries in Air". Philosophical Transactions. 65: 384–94.
  • Proust Joseph Louis (1804). “Sur les Oxydations Métalliques.” J Phys. 59: 321-343.

Anthony Carpi, Ph.D., Adrian Dingle, B.Sc. “Reacciones Químicas ” Visionlearning Vol. CHE-1 (6), 2003.

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