Reacciones inorganicas 1
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REACCIONES ENTRE COMPUESTOS INORGANICOS
Las reacciones inorgánicas se clasifican en reacciones de síntesis, análisis, sustitución y
doble desplazamiento.
Reacciones de síntesis o combinación.
Es la combinación de dos sustancias para formar una tercera. El modelo general de este
tipo de reacción es de la forma
A + B → C
siendo A y B los reaccionantes que combinados se transforman en el producto C
sintetizado.
Un resumen de las reacciones de síntesis incluidas en el capítulo sobre nomenclatura de
compuestos inorgánicos es la siguiente
Oxígeno + Metal → Oxido Básico
Oxígeno + No metal → Oxido ácido
Oxido Básico + Agua → Base (Hidróxido)
Oxido ácido + Agua → Oxoácido
Hidrógeno + No metal → Acido hidrácido
Metal + No metal → Sal haloidea
Reacciones de análisis o descomposición
Es la descomposición de un compuesto en dos o varios compuestos mas simples. El
modelo general de este tipo de reacción es de la forma
C → A + B
siendo C el compuesto a descomponer y A y B los productos.
Reacciones Químicas
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Muchas reacciones de análisis son inversas de reacciones de síntesis con alguna
exigencia como la adición de calor. De esta manera, al invertir las reacciones de síntesis
planteadas anteriormente se encuentran los respectivos casos de reacciones de
descomposición:
En la descomposición de compuestos temarios, como las sales, es necesario precisar las
condiciones para una requerida descomposición. Algunos ejemplos muy conocidos son
los siguientes:
2 KClO3 → KCl + 3 O2
CaCO3 → CaO + CO2
Los oxácidos son soluciones que los distribuidores preparan a diferentes
concentraciones y guardan en frascos color ámbares debidamente tapados. Al destapar
soluciones concentradas se desprenden vapores que pueden ser moléculas de ácido o
productos de su descomposición, como en el caso del ácido sulfúrico, que desprende
anhídrido sulfúrico y vapor de agua
Reacciones de sustitución o desplazamiento
Es la reacción entre una sustancia simple y otra compuesta en la cual la simple sustituye
a un átomo o grupo de átomos de la compuesta. El modelo general de este tipo de
reacción es:
AB + C → AC + B
en donde la sustancia simple C desplaza al grupo B de la sustancia compuesta. La
sustitución del grupo B por la sustancia C es posible si tanto B como C son de la misma
naturaleza, es decir, ambos metales o ambos no metales y, además si la sustancia C es
mas activa que el grupo B.
Metales desplazan metales e hidrógenos, no metales desplazan no metales. El mas
activo desplaza al menos activo
Reacciones Químicas
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Algunos casos de este tipo son las reacciones entre un ácido y un metal, una sal y un
metal y un haluro y un halógeno.
Reacción: Acido + Metal → Sal + Hidrógeno
El metal desplaza a los hidrógenos del ácido transformando a este en una sal y liberando
hidrógeno gaseoso. Un ejemplo es la reacción entre el ácido clorhídrico y el zinc
metálico
2 HCl + Zn → ZnCl2 + H2
Al realizar esta reacción se utiliza el zinc en polvo, siendo mas activo que el hidrógeno
lo desplaza y forma la sal incolora de cloruro de zinc que es soluble en agua
observándose, además, las burbujas que se desprenden de hidrógeno, que se pueden
verificar probando su poco poder comburente al apagar una mecha encendida que se
acerque a la boca del tubo.
Cuando reacciona un metal con un ácido poliprótico es posible que se produzca un total
o parcial desplazamiento de los hidrógenos, es decir, que se formen sales neutras o
ácidas. Al reaccionar sodio con ácido sulfúrico son posibles los siguientes resultados
H2SO4 + 2 Na → Na2SO4 + H2
2 H2SO4 + 2 Na → 2 NaHSO4 + H2
En la primera reacción se produce la sal neutra sulfato de sodio, mientras que en la
segunda se produce la sal sulfato ácido de sodio o bisulfato de sodio
En la reacción entre cobre (metal polivalente) y ácido sulfúrico son posibles los
siguientes resultados
H2SO4 + 2 Cu → Cu2SO4 + H2 Sulfato de cobre (I)
H2SO4 + Cu → CuSO4 + H2 Sulfato cúprico
2 H2SO4 + 2 Cu → 2 CuHSO4 + H2 Sulfato ácido de cobre (I)
Reacciones Químicas
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Una excepción a este caso es la siguiente reacción entre el cobre y el ácido nítrico
8 HN03 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
En esta reacción la solución incolora de ácido nítrico se toma azul por la producción de
nitrato cúprico desprendiéndose, además, vapores densos de óxido nitroso
Reacción: Sal 1 + Metal 2 → Sal 2 + Metal 1
El metal 2 desplaza al metal de la sal 1 resultando la sal 2 de dicho intercambio y
depositándose el metal de la sal 1. Un ejemplo es la reacción entre el sulfato cúprico y el
hierro metálico
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
El color azul del sulfato cúprico en solución desaparece por la sustitución del ión cobre
(II) por parte del metal hierro y se toma de un color grisaceo característico de la
solución de sulfato ferroso. Se observa el depósito de color rojo correspondiente al
cobre desplazado. La sustitución se lleva a cabo debido a la mayor actividad del hierro
con respecto al cobre y, es claro que la reacción inversa no es posible en forma
espontánea debido a que el cobre es menos activo que el hierro
Es necesario disponer de la tabla de actividades de los elementos para escribir este tipo
de reacciones
Reacción: Haluro 1 + Halógeno2 - Haluro 2 + Halógeno 1
Si el halógeno 2 es más activo que el halógeno presente en el compuesto haluro 1 se
realiza el intercambio, resultando el compuesto haluro 2 y la liberación del halógeno del
compuesto haluro 1. Dos ejemplos de este caso son las reacciones entre el bromuro de
potasio y el cloro y entre el yoduro de hidrógeno y el cloro
2 KBr + Cl2 → 2 KCl + Br2
2 HI + Cl2 → 2 HCl + I2
Reacciones Químicas
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En la primera reacción la solución incolora de bromuro de potasio se toma de un color
rojo pardo debido a la formación del bromo, y en la segunda reacción la solución
incolora de yoduro de hidrógeno se toma de color violeta característico del yodo. De
acuerdo a las actividades, las reacciones inversas no ocurren en forma espontánea
Orden de actividad de los halógenos F > Cl > Br > I
Reacciones de doble desplazamiento o metátesis
Es un intercambio de grupos de átomos entre dos sustancias compuestas_ Un modelo
general de este tipo de reacción es:
AB + CD → CB + AD
Algunos ejemplos de este caso son las reacciones entre un ácido y una base, un ácido y
una sal y entre dos sales.
Reacción de neutralización: Ácido + Base → Sal + Agua
Un ejemplo muy conocido de este tipo es la reacción entre ácido clorhídrico e hidróxido
de sodio para formar cloruro de sodio o sal de cocina
HCl + NaOH → NaCI + H2O
Otros ejemplos muy conocidos son la neutralización del ácido clorhídrico por los
conocidos antiácidos, que son mezclas de hidróxido de magnesio e hidróxido de
aluminio
2 HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + H2O
3 HCl + Al(OH)3 → AICl3 + 3 H2O
Cuando la base es de un metal polivalente o de un ácido poliprótico es posible que se
forme mas de una sal. Algunos ejemplos son:
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H2SO4 + 2 KOH → K2SO4 + 2 H2O Sulfato de potasio
H2SO4 + KOH → KHSO4 + H2O Sulfato ácido de potasio
2 HNO3 + Cu(OH)2 → Cu (NO3)2 + 2 H2O Nitrato cúprico
HNO3 + CuOH → CuNO3 + H2O Nitrato cuproso
Reacción: Acido 1 + Sal → Acido 2 + Sal 1
Un ejemplo de este caso es la reacción entre el ácido sulfúrico y el cloruro de bario
soluble en agua
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl
al producirse la doble sustitución se observa la formación de un precipitado de color
blanco correspondiente al sulfato de bario, por ser insoluble en agua
Reacciones de precipitación
Son reacciones en fase acuosa en donde uno de los productos precipita por ser mas
pesado que el agua y, por lo tanto, insoluble en ella La formación del sulfato de bario
planteada anteriormente es un ejemplo de reacción de precipitación. Otro ejemplo muy
sencillo de realizar en el laboratorio es la obtención del cloruro de plata mediante su
precipitación a partir de la reacción entre soluciones de cloruro de sodio o de hidrógeno
y nitrato de plata
HCl + AgNO3 → AgCl ↓ + HNO3
Reacciones iónicas: Sal 1,2 + Sal 3,4 → Sal 3,2 + Sal 1,4
Es un intercambio entre los iones metálicos de cada una de las dos sales. Se conocen
como reacciones iónicas porque las sales son compuestos que disueltos en agua se
disocian en sus iones. De igual manera que en el caso anterior si alguna de las sales
formadas es mas pesada que el agua se deposita en el fondo del recipiente formando un
precipitado
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El cloruro de plata obtenido mediante la reacción de precipitación entre ácido
clorhídrico y nitrato de plata es mas económico si se hace reemplazando el ácido por
cloruro de sodio
NaCl + AgNO3 → AgCl ↓ + NaNO3
Una reacción de doble sustitución con formación de precipitado muy notoria es la que
se realiza entre nitrato de plomo y yoduro de potasio
Pb(N03)2 + 2 KI → 2 KNO3 + Pbl2 ↓
porque ambos reaccionantes son incoloros y solubles en agua, mientras que el yoduro
de plomo se forma como un sólido muy denso de color amarillo que precipita
inmediatamente se mezclan las dos soluciones reaccionantes.
Reacciones Químicas
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REACCIONES DE OXIDACION REDUCCION
Las reacciones de oxidación reducción son las que muestran un átomo de un elemento
que ha perdido electrones y otro que ha ganado electrones. Se define como oxidación a
la pérdida de electrones de valencia por parte de un átomo mientras que reducción es la
ganancia de electrones por parte de un átomo.
El número de electrones que puede ganar, perder o intercambiar un átomo en su último
nivel se denomina estado de oxidación. Cuando un átomo pierde electrones se ha
oxidado y, por lo tanto, aumenta su estado o número de oxidación. Cuando un átomo
gana electrones se ha reducido y, por lo tanto, disminuye su estado o número de
oxidación.
Reglas de asignación de estados de oxidación
Para la asignación del estado de oxidación de un átomo se aplican las siguientes reglas:
1.- Cuando los elementos están en estado libre, el estado de oxidación es cero.
En la reacción:
Na0 + O20 → Na (+1)O(-2)
El sodio y el oxígeno presentan estado de oxidación cero, porque se encuentran en
estado libre y se verifica que el sodio se oxida y el oxígeno se reduce
Algunos elementos como los metales, el carbono, el azufre y el fósforo, cuando están en
estado libre aparecen en forma monoatómica; mientras que la mayoría de los no metales
como H2, O2 N2,Cl2, en estado natural se encuentran en forma diatómica. Para cada una
de sus formas libres el estado de oxidación es cero.
2.- El número de oxidación de cualquier ión monoatómico es igual a su carga.
Reacciones Químicas
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Para los metales pertenecientes a los grupos representativos (A) de la tabla periódica, la
carga iónica es igual al número del grupo con signo positivo
Na+ = +1 ; Ca++ = +2 ; Al+3 = +3
mientras que para los no metales la carga iónica monoatómica es igual al número de
electrones faltantes en el nivel de valencia para completar la ley del octeto
Cl-1 = -1 ; O-2 = -2 ; N-3 = -3 ; C±4 = ±4
3.- El hidrógeno en todos los compuestos no fónicos se le asigna número de oxidación
(+1), excepto en los hidruros metálicos en donde se le asigna estado de oxidación (-1)
H2+1O ; H+1Cl ; NH3
+1 ; CH4+1 ; NaH-1 ; CaH2
-1
4.- El oxígeno tiene numero de oxidación (-2) excepto para los peróxidos (O - O) que es
(-1)
H2O-2 ; CO2-2 ; NO-2 , H2SO4
-2 ; HNO3-2 , H2O2
-1 ; Na202-1
Otra excepción para el oxígeno es el fluoruro de oxígeno: O+2F2-1
5.- Para las combinaciones entre no metales en que no interviene ni el oxígeno ni el
hidrógeno el no metal que esté por encima o a la derecha del otro en la tabla periódica
se considera negativo.
Br+3F3-1 El Fluor está por encima del bromo, por esto el Fluor es el (-)
As+3Br3-1 En este caso el bromo está a la derecha del As. Bromo es el (-)
6.- La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula
de un compuesto neutro es cero:
H+1N+5O3-2 → 1 + 5 – 6 = 0
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7.- La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ión debe ser
igual a la carga del ión
NH4+: El número de oxidación del nitrógeno es (-3); -3 + 4 = +l
SO3-2 : El número de oxidación del azufre es (+4); -6 + 4 = -2
NO3-1 : El número de oxidación del nitrógeno es (+5), -6 + 5 = -1
Cu+2(N-5O3-2)2
-1 : El número de oxidación del cobre es (+2); +2 +2(-1) = 0
Fe2+3(SO3)3
-2 : El número de oxidación del hierro es (+3); 2(+3) + 3(-2) = 0
En una reacción de oxidación-reducción se denomina Agente Oxidante al reaccionante
que contiene el elemento que se reduce. En la reacción, Na0 + O20 → Na2
+1O-2 el
Oxígeno es el agente oxidante debido a que se redujo al disminuir su estado de
oxidación.
En ocasiones el agente oxidante forma parte de un compuesto. Un ejemplo es el
manganeso quien no se encuentra en estado libre sino combinado, en forma de KMnO4
(permanganato de potasio) o MnO2 (dióxido de manganeso). Otro ejemplo, es el cromo
utilizado como agente oxidante en forma de dicromato de potasio, K2Cr2O7, o cromato
de potasio, K2CrO4.
El oxígeno es el agente oxidante natural. Todo lo que en el ambiente esté en contacto
con el oxígeno se oxida. También se utiliza el poder oxidante del oxígeno en forma de
peróxido, como el agua oxigenada, H2O2, (peróxido de hidrógeno), y peróxidos
orgánicos (peróxido de benzoilo, oxy5).
Lo contrario del agente oxidante es el Agente Reductor, es decir, es el reaccionante que
contiene el elemento que se oxida.
En la reacción Na0 + O2 → Na2+1O-2 el sodio es el agente reductor debido a que se
oxidó al aumentar su estado de oxidación. Al igual que el sodio, los metales se
caracterizan por su carácter reductor
En la reacción de síntesis del anhídrido cloroso a partir de cloro y oxígeno
Reacciones Químicas
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Cl20 + O2
0 → Cl2+3O3
-2 Anhídrido cloroso.
El cloro se oxidó porque aumentó su número de oxidación de 0 a +3 y el oxígeno se
redujo porque disminuyó su número de oxidación de 0 a -3. El cloro es el elemento
oxidado, luego el cloro es el agente reductor y el oxígeno es el agente oxidante porque
se ha reducido.
Un caso de reacción de oxidación es la denominada Reacción de Cementación que
consiste en la reacción entre un metal y un ión metálico, en la que el metal se oxida
convirtiéndose en un ión y el ión metálico se reduce convirtiéndose en un metal.
La siguiente reacción entre el sulfato de cúprico en solución y el hierro es un ejemplo de
cementación
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
Mediante la asignación de los estados de oxidación, observamos que
Cu+2S+6O4-2 + Fe0 → Fe+2S+6O4
-2 + Cu0
El cobre se redujo y, por lo tanto es el agente oxidante mientras que el hierro se oxidó y,
por lo tanto, es el agente reductor
La reacción de cementación neta es:
Cu-2 + Fe0 → Fe+2 + Cu0
El hierro metálico se convirtió en ión ferroso y el ión cúprico se convirtió en cobre
metálico.
Los metales son agentes reductores y los iones metálicos son agentes oxidantes
Método de balanceo de reacciones por el método de oxidación-reducción
Reacciones Químicas
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1. Se asignan los estados de oxidación de todos los átomos en la reacción
2. Se determinan el elemento oxidado y el reducido y el correspondiente número total
de electrones perdidos y ganados por ellos
3. El total de electrones perdidos por el elemento oxidado se asigna como coeficiente a
la sustancia agente oxidante y viceversa
4. Se balancean los elementos oxidados y reducidos y
5. Se balancean los otros elementos terminando con los hidrógenos y los oxígenos.
Ejercicios Resueltos
Ejercicio 1. En la reacción entre el ácido nítrico y el cobre:
HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Al asignar los estados de oxidación observamos que
H+1N+5O3-2 + Cu0 → Cu+2 (N+5O3
-2)2 + N+2O-2 + H2+1O-2
↑2 ↓3
el metal cobre es el agente reductor porque se oxida aumentando su estado de oxidación
y agenciará que el nitrógeno se reduzca disminuyendo su estado de oxidación de (+5) a
(+2).
Las reacciones mostrando la pérdida y la ganancia de electrones son
N-5 → N+2 + 3e
Cu0 + 2e → Cu+2
La reacción final definitivamente balanceada es la siguiente:
8HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4H20
En esta reacción, el ácido nítrico es una solución incolora que se toma azul por la
producción del nitrato cúprico. Además, se observa el desprendimiento de un gas denso
Reacciones Químicas
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de color pardo que es el oxido nitroso.
En el procedimiento de balanceo de la reacción anterior, se muestra como estrategia
permisible el desarrollarlo de derecha a izquierda. Esto plantea la necesidad de aclarar
que los agentes oxidantes y reductores son reaccionantes de la reacción en el sentido de
izquierda a derecha.
Ejercicio 2. La reacción entre el ácido oxálico y el permanganato de potasio,
H2C2O4 + KMnO4 → CO2 + K2O + MnO2 +H20
es una reacción de oxido - reducción, donde el permanganato de potasio es el agente
oxidante de acuerdo a la asignación de los estados de oxidación
H2+1C2
+3O4-2 + K+1Mn+7O4
-2 → C+4O2-2 + K2
+1O-2 + Mn+4O2-2 + H2
+1O-2
↓1 ↑3
↓2
C+3 → C+4 + 1e se oxidó, es el agente reductor.
Mn+7 + 3e → Mn+4 se redujo, es el agente oxidante.
La reacción final, definitivamente balanceada, es la siguiente:
3H2C2O4 + 2KMnO4 → 6CO2 + K2O + 2MnO2 + 3 H2O
El intercambio de las cantidades de electrones perdidos y ganados se hace para que el
número de electrones ganados por el agente oxidante sea igual al número de electrones
perdidos por el agente reductor.
Con respecto a esta reacción, se observa que el permanganato (Mn+7) es de color violeta
y que al reducirse cambia a un color transparente, lo que es una característica
perceptible de la oxidación.
Cuando el manganeso tiene número de oxidación (+4), como en el dióxido de
Reacciones Químicas
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manganeso, MnO2, el color es negruzco. Este compuesto es insoluble en agua.
El K2O que se forma como producto de la reacción es soluble en agua y es muy
probable que reaccionen formando el hidróxido de potasio en esta forma:
K2O + H2O → KOH + H20
Ejercicio 3. Balancear la siguiente reacción, por el método de oxido-reducción:
H N+5 O3 + H2 S-2 → N+2O + S0 + H2O
↑3 ↓2
El nitrógeno cambió su estado de oxidación de +5 a +2, por lo tanto, se redujo y es el
agente oxidante, mientras que el azufre se oxidó al cambiar su estado de oxidación de -2
a cero y, por lo tanto es el agente reductor.
La reacción final definitivamente balanceada es la siguiente:
2HNO3 + 3 H2S → 2NO + 3S + 4 H2O
Ejercicio 4. Balancear la siguiente reacción, por el método de oxido-reducción:
H2 S-2 + O02 → S+4O2 + H2O
↓6 ↑2
↑4
El azufre se oxida porque cambia su estado de oxidación de -2 a +4, por lo tanto y es el
agente reductor, mientras que el oxígeno se reduce porque cambia su estado de
oxidación de cero a -2 y, por lo tanto es el agente oxidante.
La reacción final definitivamente balanceada es la siguiente:
2H2S + 3 02 → 2 SO2 + 2 H2O
Reacciones Químicas
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Ejercicio 7. Balancear la siguiente reacción, por el método de oxido-reducción
K2Cr2+6O7 +KI-1 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2
+3(SO4)3 + I20 + H2O
↓3 ↑1
↓6 ↑2
El cromo se reduce porque cambia su estado de oxidación de +6 a +3 y, por lo tanto es
agente oxidante, mientras que el yodo se oxida porque cambia su estado de oxidación de
-1 a cero y, por lo tanto es el agente reductor.
La reacción final definitivamente balanceada es la siguiente:
K2Cr2+6O7 + 6KI-1 + 7 H2SO4 → 4 K2SO4 + Cr2
+3(SO4)3 + 3I20 + 7H20
El Cr(+6) es un gran agente oxidante; se utiliza como tal en forma de dicromato
distinguido por su color anaranjado. En esta reacción se reduce a Cr(+3) de color verde.