Descomposición química

Descomposición química, o descomposición química, es el proceso o efecto de simplificar una única entidad química (molécula normal, intermediario de reacción, etc.) en dos o más fragmentos. . La descomposición química generalmente se considera y define 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 único reactivo se llama reacción de descomposición.

Los detalles de un proceso de descomposición no siempre están bien definidos. Sin embargo, se necesita energía de activación para romper los lazos 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 descomposiciones espontáneas, un proceso exotérmico.

La estabilidad de un compuesto químico eventualmente se ve limitada cuando se expone a condiciones ambientales extremas como calor, radiación, humedad o la acidez de un solvente. Debido a esta descomposición química se produce a menudo una reacción química no deseada. Sin embargo, se puede desear la descomposición química, 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 otras razones en la producción de una amplia variedad de productos. Uno de ellos es la reacción de descomposición explosiva de la azida de sodio [(NaN₃)₂] en gas nitrógeno (N₂) y sodio (Na ). Es este proceso el que impulsa las bolsas de aire que salvan vidas y están presentes en prácticamente todos los automóviles actuales.

Las reacciones de descomposición generalmente se pueden clasificar en tres categorías; Reacciones de descomposición térmica, electrolítica y fotolítica.

Fórmula de reacción

En la descomposición de un compuesto en sus partes constituyentes, la reacción generalizada de descomposición química es:

AB → A + B

Un ejemplo es la electrólisis del agua a los gases hidrógeno y oxígeno:

2 H₂O...l) → 2 H₂()g) + O₂()g)

Ejemplos adicionales

Un ejemplo de espontáneo (sin adición de una fuente de energía externa) descomposición es la de peróxido de hidrógeno que se descompone lentamente en agua y oxígeno (ver vídeo a la derecha):

2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

Esta reacción es una de las excepciones a la naturaleza endotérmica de las reacciones de descomposición.

Otras reacciones que implican descomposición requieren la entrada de energía externa. Esta energía puede ser en forma de calor, radiación, electricidad o luz. Esta última es la razón por la que algunos compuestos químicos, como muchos medicamentos recetados, 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 excepción notable es el ácido carbónico (H₂CO₃). Comúnmente visto como el "fizz" En las bebidas carbonatadas, el ácido carbónico se descompone espontáneamente con el tiempo en dióxido de carbono y agua. La reacción se escribe como:

H₂CO₃ → H₂O + CO₂

Otros carbonatos se descompondrán cuando se calientan para producir su correspondiente óxido metálico y dióxido de carbono. La siguiente ecuación es un ejemplo, donde M representa el metal dado:

MCO₃ → MO + CO₂

Un ejemplo específico es el que involucra 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 oxígeno gaseoso. Aquí, nuevamente, M representa el metal:

2 MClO₃ → 2 MCl+ 3 O₂

Una descomposición común de un clorato está en la reacción del clorato de potasio donde el oxígeno es el producto. Esto se puede escribir como:

2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂