Descomposición química
La descomposición química , o descomposición química , es el proceso o efecto de simplificar una sola entidad química (molécula normal, intermediario de reacción , etc.) en dos o más fragmentos. [1] La descomposición química suele considerarse y definirse como exactamente lo opuesto a la síntesis química . En resumen, la reacción química en la que se forman dos o más productos a partir de un solo reactivo se denomina reacción de descomposición.
Los detalles de un proceso de descomposición no siempre están bien definidos. Sin embargo, generalmente se necesita cierta energía de activación para romper los enlaces involucrados y, como tal, las temperaturas más altas generalmente aceleran la descomposición. La reacción neta puede ser un proceso endotérmico o, en el caso de las descomposiciones espontáneas, un proceso exotérmico .
La estabilidad de un compuesto químico se ve limitada cuando se expone a condiciones ambientales extremas, como el calor , la radiación , la humedad o la acidez de un disolvente . Por ello, la descomposición química suele ser una reacción química no deseada . Sin embargo, la descomposición química puede ser deseada, como en diversos procesos de tratamiento de residuos.
Por ejemplo, este método se emplea para varias técnicas analíticas, en particular la espectrometría de masas , el análisis gravimétrico tradicional y el análisis termogravimétrico . Además, las reacciones de descomposición se utilizan hoy en día por varias otras razones en la producción de una amplia variedad de productos. Una de ellas es la reacción de descomposición explosiva de la azida de sodio [(NaN 3 ) 2 ] en gas nitrógeno (N 2 ) y sodio (Na). Este es el proceso que alimenta los airbags salvavidas presentes en prácticamente todos los automóviles actuales. [2]
Las reacciones de descomposición se pueden clasificar generalmente en tres categorías: reacciones de descomposición térmica, electrolítica y fotolítica. [3]
Fórmula de reacción
En la descomposición de un compuesto en sus partes constituyentes, la reacción generalizada para la descomposición química es:
- AB → A + B (AB representa el reactivo que inicia la reacción, y A y B representan los productos de la reacción)
Un ejemplo es la electrólisis del agua en los gases hidrógeno y oxígeno :
- 2H2O ( l ) → 2H2 ( g ) + O2 ( g )
Ejemplos adicionales
Un ejemplo de descomposición espontánea ( sin adición de una fuente de energía externa) es el del peróxido de hidrógeno , que se descompone lentamente en agua y oxígeno (ver vídeo a la derecha ):
- 2H2O2 → 2H2O + O2
Esta reacción es una de las excepciones a la naturaleza endotérmica de las reacciones de descomposición.
Otras reacciones que implican descomposición requieren el aporte de energía externa. Esta energía puede presentarse en forma de calor, radiación, electricidad o luz. Esta última es la razón por la que algunos compuestos químicos, como muchos medicamentos de venta con receta, se guardan y almacenan en frascos oscuros que reducen o eliminan la posibilidad de que la luz los alcance e inicie la descomposición.
Cuando se calientan, los carbonatos se descomponen. Una notable excepción es el ácido carbónico (H 2 CO 3 ). [4] El ácido carbónico, que suele aparecer como "burbuja" en las bebidas carbonatadas, se descompone espontáneamente con el tiempo en dióxido de carbono y agua. La reacción se escribe así:
- H2CO3 → H2O + CO2
Otros carbonatos se descompondrán al calentarse para producir su óxido metálico y dióxido de carbono correspondientes. [5] La siguiente ecuación es un ejemplo, donde M representa el metal dado:
- M CO3 → MO + CO2
Un ejemplo específico es el del carbonato de calcio :
- CaCO3 → CaO + CO2
Los cloratos metálicos también se descomponen cuando se calientan. En este tipo de reacción de descomposición, los productos son un cloruro metálico y gas oxígeno. Aquí, nuevamente, M representa el metal:
- 2 M ClO3 → 2 M Cl+ 3O2
Una descomposición común de un clorato es la reacción del clorato de potasio, donde el oxígeno es el producto. Esto se puede escribir como:
- 2KClO3 → 2KCl + 3O2
Véase también
Referencias
- ^ IUPAC , Compendio de terminología química , 2.ª edición (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) "chemical decomposition". doi :10.1351/goldbook.C01020
- ^ "Reacciones químicas en la vida cotidiana". prezi.com . Consultado el 1 de mayo de 2017 .
- ^ "Reacciones de descomposición".
- ^ ibburke (27 de marzo de 2011). «Descomposición del ácido carbónico, culminación de Elizabeth Burke». ibburke . Consultado el 4 de marzo de 2017 .
- ^ Walker, MS (2016) [Disponible ahora]. "Reacciones de síntesis y descomposición" . Quizlet.com/MSWalker22 (conferencia en línea con audio y video). Serie en línea sobre química orgánica . Consultado el 4 de marzo de 2017 .
Enlaces externos
- https://quizlet.com/42968634/tipos-de-reacciones-de-descomposicion-tarjetas-flash/ PDF
- Base de datos de biodegradación
