La química estudia la transformación de unas
sustancias en otras, y estas transformaciones se conocen como reacciones
químicas. Comprender y clasificar las reacciones es fundamental para
organizar el conocimiento químico, predecir productos, entender mecanismos y
diseñar procesos industriales y de laboratorio. La clasificación de las
reacciones químicas ayuda a los estudiantes a reconocer patrones generales
de comportamiento y a aplicar principios químicos de forma sistemática.
Aunque en los libros de texto existe una gran variedad de
esquemas clasificatorios, la idea central es la misma: agrupar las reacciones
de acuerdo con características observables, como la transferencia de átomos,
electrones o energía. Sin embargo, como ocurre en otros temas de
la química, es importante destacar que no siempre las clasificaciones empleadas
siguen estrictamente las definiciones propuestas por organismos como la IUPAC,
lo cual puede generar confusiones.
En este curso, presentaremos una clasificación sencilla y
funcional basada en criterios aceptados tanto en la práctica docente como en
las recomendaciones más formales, procurando siempre favorecer las definiciones
claras, sistemáticas y lo más próximas posible a los estándares
internacionales.
Reacciones de descomposición
Una reacción de descomposición es un tipo de reacción
química en la cual una sola sustancia se rompe en dos o más productos más
simples. Generalmente, este tipo de reacción ocurre bajo la influencia de
energía, como calor, luz o electricidad. Las reacciones de
descomposición son importantes tanto en procesos naturales como industriales, y
suelen ser el paso inverso de las reacciones de síntesis. Un ejemplo
clásico de reacción de descomposición es la descomposición térmica del
carbonato de calcio al calentarlo, que se representa de la siguiente forma en
notación química estándar: CaCO₃ (s) → CaO (s) + CO₂ (g). En este
proceso, el carbonato de calcio se descompone en óxido de calcio
y dióxido de carbono gaseoso.
Las reacciones de descomposición se pueden clasificar
según el tipo de energía que provoca la ruptura del compuesto original. En este
sentido, distinguimos tres tipos principales:
- Descomposición
térmica: ocurre cuando un compuesto se descompone debido al suministro
de energía calorífica. Un ejemplo clásico es la descomposición del
carbonato de calcio al ser calentado:
CaCO₃ (s) → CaO (s) + CO₂ (g).
Aquí, el calor provoca que el carbonato de calcio se descomponga en óxido de calcio y dióxido de carbono.
Tabla 1. Reglas de descomposiciones térmicas.
| Reacción | Ecuación Química | Descripción |
|---|---|---|
| Descomposición térmica de un hidrocarburo o craqueo | Hidrocarburo pesado + Δ → Hidrocarburos ligeros + CO₂ | Proceso en el que un hidrocarburo se descompone en compuestos más ligeros mediante calor. Importante en la industria petrolera, debe ocurrir en ausencia de oxígeno. |
| Combustión de un hidrocarburo | CₙHₘ + chispa → H₂O + CO₂ + Δ | Reacción con oxígeno para generar agua, dióxido de carbono y calor. Es una forma de energía liberada en motores de combustión. |
| Descomposición térmica de carbonatos | XCO₃ + Δ → Óxido de X + CO₂ | Descomposición de los carbonatos en óxidos metálicos y dióxido de carbono. |
| Descomposición térmica de nitratos alcalinos | XNO₃ + Δ → XNO₂ + O₂ | Reducción de nitratos a nitritos con liberación de oxígeno. |
| Descomposición térmica de nitratos no-alcalinos | XNO₃ + Δ → Óxido de X + NO₂ + O₂ | Descomposición de nitratos en dióxido de nitrógeno, óxido metálico y oxígeno. |
| Sales de los iones clorito-clorato | XClOₙ + Δ → Sal de cloruro + O₂ | Descomposición generando un cloruro con el metal y oxígeno molecular. |
| Descomposición térmica de los óxidos | XOₙ + Δ → X puro + O₂ | Descomposición térmica de óxidos para liberar los elementos puros, generalmente más fácil con metales. |
- Descomposición
fotolítica: tiene lugar cuando un compuesto se descompone por la
acción de la luz (generalmente luz ultravioleta). Un ejemplo es la
descomposición del cloruro de plata bajo exposición a la luz solar:
2AgCl (s) → 2Ag (s) + Cl₂ (g).
En este proceso, la luz provoca la liberación de plata metálica y gas cloro. - Descomposición
electrolítica: sucede cuando la descomposición es inducida por una corriente
eléctrica. Un ejemplo importante es la electrólisis del agua:
2H₂O (l) → 2H₂ (g) + O₂ (g).
La electricidad separa las moléculas de agua en hidrógeno gaseoso y oxígeno gaseoso.
Reacciones de síntesis
Una reacción de síntesis es un tipo de reacción
química en la cual dos o más sustancias simples se combinan para formar un
producto más complejo. Este tipo de reacción es fundamental en la formación de
nuevos compuestos y en muchos procesos biológicos e industriales. En general,
las reacciones de síntesis liberan energía, aunque en algunos casos pueden
requerir un aporte energético inicial. Un ejemplo típico de reacción de
síntesis es la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno, representada
así en notación química estándar: 2H₂ (g) + O₂ (g) → 2H₂O (l). Aquí, moléculas
de hidrógeno y oxígeno se combinan para formar agua líquida.
Reacciones de desplazamiento simple
Las reacciones de desplazamiento (también llamadas reacciones
de sustitución) son aquellas en las que un elemento libre desplaza a otro
que forma parte de un compuesto, generando un nuevo elemento libre y un nuevo
compuesto. Estas reacciones siguen un principio conocido como la regla de
afinidad, que establece el orden de preferencia de los elementos para ceder
o ganar electrones. Para los cationes, el orden típico de afinidad en medios
acuosos es: K > Na > Ca > Mg > Al > C > Zn > Fe >
NH₄⁺ > H⁺ > Cu > Ag > Au. Para
los aniones, el orden de afinidad es: F⁻ > Cl⁻
> Br⁻ > I⁻, donde los halógenos más
electronegativos desplazan a los menos electronegativos de sus compuestos. Por
ejemplo, en la reacción Zn (s) + CuSO₄ (ac) → ZnSO₄ (ac) + Cu (s), el zinc
desplaza al cobre del sulfato de cobre, ya que el zinc tiene una
mayor afinidad que el cobre. De forma similar, el flúor puede desplazar
al cloro, bromo o yodo en compuestos halogenados. Estas
reglas son fundamentales para predecir si una reacción de desplazamiento será
espontánea.
En algunas reacciones químicas se generan precipitados
(↓) o gases (↑) como productos. La flecha ascendente indica liberación
de un gas, como en la reacción Zn (s) + 2HCl (ac) → ZnCl₂ (ac) + H₂ (g)↑,
mientras que la flecha descendente señala formación de un sólido insoluble,
como en AgNO₃ (ac) + Cu (s) → Cu(NO₃)₂ (ac) + Ag (s)↓. El manejo de
gases como el hidrógeno requiere precauciones de seguridad, dado su
riesgo de inflamabilidad. Estas prácticas deben realizarse bajo supervisión
adecuada y en ambientes bien ventilados.
Reacciones de doble desplazamiento
Las reacciones de doble desplazamiento son aquellas
en las que dos compuestos intercambian entre sí sus componentes iónicos para
formar dos nuevos compuestos. Generalmente, una de las sustancias formadas es
un precipitado, un gas o un compuesto molecular poco
disociado, lo que impulsa la reacción hacia adelante. La reacción general puede
representarse como: AB (ac) + CD (ac) → AD + CB
Un ejemplo típico es la reacción entre nitrato de plata
y cloruro de sodio, que genera un precipitado blanco de cloruro de
plata: AgNO₃ (ac) + NaCl (ac) → AgCl (s)↓ + NaNO₃ (ac).
Para que una reacción de doble desplazamiento ocurra de
manera espontánea, debe cumplirse al menos uno de los siguientes criterios:
formación de un precipitado insoluble, formación de un gas que se libera del
sistema, o formación de un compuesto molecular como el agua.
En el contexto experimental, es fundamental conocer las reglas
de solubilidad para predecir correctamente la formación de precipitados en
este tipo de reacciones. Asimismo, es importante recordar que si todos los
productos son solubles y permanecen en solución, la reacción no se observa de
manera visible y se considera que no ocurre efectivamente.
Tabla 2. Reglas de pares no solubles
| Regla | Descripción |
|---|---|
| Sales del Grupo I y amonio | Las sales que contienen elementos del Grupo I (Li+, Na+, K+, Cs+, Rb+) y el ion amonio (NH₄+) son solubles. Las excepciones son raras. |
| Sales con ion nitrato | Las sales que contienen ion nitrato (NO₃⁻) son generalmente solubles. |
| Sales con halógenos | Las sales con halógenos (Cl⁻, Br⁻, I⁻) son generalmente solubles. Excepciones incluyen AgCl, PbBr₂ y Hg₂Cl₂, que son insolubles. |
| Sales de plata | La mayoría de las sales de plata son insolubles. Sin embargo, AgNO₃ y Ag(C₂H₃O₂) son solubles. |
| Sales de sulfato | La mayoría de las sales de sulfato son solubles. Las excepciones incluyen BaSO₄, PbSO₄, Ag₂SO₄ y SrSO₄. |
| Hidróxidos | La mayoría de los hidróxidos son ligeramente solubles. Los hidróxidos del Grupo I y el hidróxido de sodio son altamente solubles. Los hidróxidos de Ca, Sr y Ba son ligeramente solubles, pero los de metales de transición y Al³⁺ son insolubles. |
| Sulfuros de metales de transición | La mayoría de los sulfuros de metales de transición son insolubles, como CdS, FeS, ZnS, Ag₂S. |
| Carbonatos | La mayoría de los carbonatos son insolubles. Los carbonatos de Ca, Sr y Ba son insolubles, así como FeCO₃ y PbCO₃. |
| Cromatos | Los cromatos son generalmente insolubles. Ejemplos: PbCrO₄, BaCrO₄. |
| Fosfatos | Los fosfatos son generalmente insolubles. Ejemplos: Ca₃(PO₄)₂, Ag₃PO₄. |
| Fluoruros | Los fluoruros son frecuentemente insolubles. Ejemplos: BaF₂, MgF₂, PbF₂. |
Reacciones redox
Las reacciones redox (reducción-oxidación) son
aquellas en las que ocurre una transferencia de electrones entre dos
especies químicas. En estas reacciones, una sustancia se oxida (pierde
electrones) y otra se reduce (gana electrones). El cambio en los números
de oxidación de los elementos involucrados permite identificar claramente
el proceso redox. Un ejemplo sencillo es la reacción entre el zinc metálico
y el ion cobre(II) en solución: Zn (s) + Cu²⁺
(ac) → Zn²⁺
(ac) + Cu (s)
En esta reacción, el zinc se oxida pasando de Zn a
Zn²⁺,
mientras que el ion cobre(II) se reduce a cobre metálico. Las reacciones
redox son esenciales en procesos naturales y tecnológicos, como la corrosión,
la respiración celular, y la operación de baterías y pilas
electroquímicas. Para analizarlas correctamente, es fundamental aplicar el
concepto de agente oxidante (sustancia que se reduce) y agente
reductor (sustancia que se oxida).
Reacciones térmicas
Las reacciones térmicas pueden clasificarse en dos
tipos principales según la transferencia de calor: endoérmicas y exoérmicas.
- Las reacciones endoérmicas son aquellas que absorben calor del entorno, es decir, requieren energía para que ocurran. En estas reacciones, el sistema químico gana calor, lo que resulta en una disminución de la temperatura del entorno. Un ejemplo de reacción endoérmica es la descomposición del carbonato de calcio (CaCO₃) a óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (CO₂), que requiere una fuente externa de calor para descomponer el carbonato: CaCO₃ (s) + calor → CaO (s) + CO₂ (g)
- Por otro lado, las reacciones exoérmicas son aquellas que liberan calor al entorno durante el proceso de reacción. En estas reacciones, el sistema químico pierde energía, lo que provoca un aumento de la temperatura del entorno. Un ejemplo típico de una reacción exoérmica es la combustión de hidrocarburos, como el metano (CH₄), donde el calor se libera en forma de energía durante la reacción: CH₄ (g) + 2O₂ (g) → CO₂ (g) + 2H₂O (l) + calor
Referencias
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Matamala, M., & González Tejerina, P. (1975). Química
(1a ed.). Ediciones Cultural.
Seager, S.
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ed.). Cengage Learning.
Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.
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