UNIVERSIDAD TÉCNICA PARTICULAR DE LOJA

Bioquímica y Farmacia “Ciclo 1”Química General

INTEGRANTE: GUISSELLA CHUNCHO

Reacciones de Descomposición

Descomposición de óxido metálicos. Descomposición de cloratos y

nitratos. Descomposición del peróxido de

hidrógeno.

REACCIÓNES DE DESCOMPOSICIÓN

AB

ESTE TIPO DE REACCIÓN REQUIERE DE ELECTRÓLISIS (UN CONSTANTE SUMINISTRO DE ENERGÍA PARA QUE LA REACCIÓN SE LLEVE ACABO), YA QUE ES UNA REACCIÓN INVERSA. CUANDO SE DESCONECTA LA FUENTE DE ENERGÍA LA REACCIÓN SE DETIENE.

SON CUANDO UN COMPUESTO SE DESCOMPONE EN DOS O MAS SUSTANCIAS SIMPLES Y SE REPRESENTA DE LA SIGUIENTE MANERA :

A + B

EJEMPLOS:

2KCLO3 2KCl + 3O2

•

DESCOMPOSICIÓN DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO

Del peróxido de hidrógeno se descompone en oxigeno gaseoso y agua en presencia de diversos catalizadores

Es un compuesto químico con características de un líquido altamente polar

O2

MnO2 o Ion I

O2

MnO2 o Ion I

SIN BALANCEAR

H2O2H20

BALANCEADA

2H2O2 2H20

Descomposición de nitratos

Los nitratos son sales (o también ésteres), procedentes del ácido nítrico.

Se conocen la mayoría de los nitratos de todos los metales en los estados de oxidación más comunes.

Casi todos son solubles en agua, por lo que se tiende a utilizarlos siempre que necesitemos una solución de cationes.

Los compuesto con nitratos se calientan, y no liberan átomos de oxigeno fácilmente, mas bien se descomponen para dar un compuesto nitrito y un oxigeno gaseoso.

zn(NO3)2 → zn(NO2)2 + O2 (sin balancear)

zn(NO3)2 → zn(NO2)2 + O2 (balanceada)

Cu (NO3)2 → CuO + NO2 + O2 (sin balancear)

2 Cu (NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2 + O2 (balanceada)

NaNO3 → NaNO2 + O2 (sin balancear)

2NaNO3 → 2NaNO2 + O2 (balanceada)

Descomposición de cloratos

El clorato de sodio se produce a partir de dos materias primas que se encuentran comúnmente: sal (NaCl, cloruro de sodio) y agua (H2O), junto

con el uso de grandes cantidades de energía eléctrica.

Cuando se calienta un compuesto que contiene cloratos, se descomponen en cloruro metálico y en oxigeno mediante un catalizador (MnO2)

 

2NaClo3 2NaCl + 3O2

2NaClo3 2NaCl + 3O2

2 2 3

2LiClO3 2LiCl + 3O2 2LiClO3 2LiCL + 3O2

MnO2

MnO2KClO3 KCl + O2

MnO2MnO2

MnO2

MnO2

ALGUNOS EJEMPLOS:

DESCOMPOSICIÓN DE

ÓXIDOS METÁLICOS

ALGUNOS ÓXIDOS SE DESCOMPONEN AL CALENTARLOS, DANDO LUGAR AL METAL LIBRE Y OXÍGENO.

ANTOINE-LAURENT DE LAVOISIER

QUÍMICO FRANCÉS, FUE UN PROMINENTE NOBLE CIENTÍFICO, DE INVALUABLES APORTES AL DESARROLLO DE LA QUÍMICA Y LA BIOLOGÍA, SIENDO LA CLAVE EN LA MODERNIZACIÓN DE AMBAS.

Sus investigaciones contribuyeron a establecer la química como una ciencia experimental.

Para suministrar el calor necesario para la descomposición

Lavoisier enfoco la luz solar a través de una lente.

LA REACCIÓN ES LA SIGUIENTE:

2 Hg O(Sólido)

2 Hg (Líquido)

+ O (Gas)

2

+

Calor

Calor

LEY DE LAVOISIER:

‘‘EN UNA REACCIÓN QUÍMICA ORDINARIA LA MASA PERMANECE CONSTANTE, ES DECIR, LA MASA CONSUMIDA DE LOS

REACTIVOS ES IGUAL A LA MASA OBTENIDA DE LOS PRODUCTOS.”

Esta investigación se llevo a cabo en un sistema cerrado.

Lavoisier encontró que la masa no cambia durante la reacción.

ALGUNOS EJEMPLOS:

Óxido de Plata

Ag2OEstado sólido

(polvo), color negro-

marrón.

Óxido de Hierro(III)

Estado sólido

(polvo), color rojizo.

Fe2O3

Trióxido de Cromo

CrO3Estado

sólido, color rojizo.

2Ag2 O 4 Ag + O2 Calor

6 Fe2 O3 4 Fe3 O4 + O2 Calor

4 CrO3 2 Cr2 O3+ 3 O2 Calor

GRACIAS…