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La descomposición química , o ruptura química , es el proceso o efecto de simplificar una sola entidad química (molécula normal, intermedio de reacción , etc.) en dos o más fragmentos. [ 1 ] La descomposición química se considera y define generalmente como 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 requiere cierta energía de activación para romper los enlaces involucrados y, por lo tanto, las temperaturas más altas suelen acelerar la descomposición. La reacción neta puede ser un proceso endotérmico o, en el caso de descomposiciones espontáneas, un proceso exotérmico .
La estabilidad de un compuesto químico se ve limitada al exponerse a condiciones ambientales como la radiación , la humedad o la presencia de ácidos o bases. Por ello, la descomposición química suele ser una reacción química indeseada. Sin embargo, en ocasiones puede ser deseable, como en diversos procesos de tratamiento de residuos.
Por ejemplo, este método se emplea en diversas técnicas analíticas, en particular en espectrometría de masas , análisis gravimétrico tradicional y análisis termogravimétrico . Además , las reacciones de descomposición se utilizan hoy en día por 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 ( NaN₃ ) en nitrógeno gaseoso ( N₂ ) y sodio (Na). Este proceso es el que impulsa los airbags que salvan vidas 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 para producir los gases hidrógeno y oxígeno:
- 2 H 2 O → 2 H 2 + O 2
Ejemplos adicionales
Un ejemplo de descomposición catalítica es la del peróxido de hidrógeno con una cantidad catalítica de dióxido de manganeso ( MnO₂ ) añadido, que provoca una descomposición extremadamente rápida en oxígeno y agua:
- 2 H 2 O 2 → 2 H 2 O + O 2
Esta reacción es una de las excepciones a la naturaleza endotérmica de las reacciones de descomposición.
Otras reacciones de descomposición sí requieren energía externa. Esta energía puede presentarse en forma de calor, radiación, electricidad o luz. Por esta última razón, algunos compuestos químicos, como muchos medicamentos recetados, se conservan en frascos oscuros que reducen o eliminan la posibilidad de que la luz los alcance e inicie su descomposición.
Al calentarse, los carbonatos se descomponen. El ácido carbónico ( H₂CO₃ ), comúnmente presente como el responsable de las burbujas en las bebidas carbonatadas, se descompone espontáneamente con el tiempo en dióxido de carbono y agua sin necesidad de calor externo.
- H₂CO₃ → H₂O + CO₂
Otros carbonatos se descompondrán al calentarse para producir su óxido metálico correspondiente y dióxido de carbono. La siguiente ecuación es un ejemplo, donde M representa el metal dado: [ 4 ]
- M CO 3 → M O + CO 2
Un ejemplo específico es el que involucra carbonato de calcio :
- CaCO₃ → CaO + CO₂
Los cloratos metálicos también se descomponen al calentarse. En este tipo de reacción de descomposición, los productos son un cloruro metálico y oxígeno gaseoso. Aquí, nuevamente, M representa el metal:
- 2 M ClO 3 → 2 M Cl + 3 O 2
Una descomposición común de un clorato es la reacción del clorato de potasio, donde el oxígeno es el producto. Esto se puede escribir como:
- 2 KClO 3 → 2 KCl + 3 O 2
Véase también
Referencias
- ↑ IUPAC , Compendio de Terminología Química , 5.ª ed. (el "Libro de Oro") (2025). Versión en línea: (2006 – ) " descomposición química ". doi : 10.1351/goldbook.C01020
- ↑ "Reacciones químicas en la vida cotidiana" . prezi.com . Consultado el 1 de mayo de 2017 .
- ↑ "Reacciones de descomposición" .
- ↑ Jin, Bo; Fu, Dongtao; Xiang, Xiaoju; Zhao, Haibo; Zhang, Haiyan; Mei, Daofeng; Liang, Zhiwu (1 de septiembre de 2024). "Descomposición térmica integrada de carbonato metálico con conversión de CO2 in situ: revisión y perspectiva". Gas Science and Engineering . 129 (205416) 205416. doi : 10.1016/j.jgsce.2024.205416 . hdl : 10261/366956 . ISSN 2949-9089 .
Enlaces externos
- Química inorgánica
- Química orgánica
- Reacciones químicas
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