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1 REACCIONES QUÍMICAS ATENDIENDO A LA ESTRUCTURA de las reacciones podemos clasificarlas en: Reacciones de combinación o síntesis. En ellas se forman uno o varios compuestos a partir de elementos o compuestos. Algunos ejemplos son: N H 2 2 NH 3 2 Mg + O 2 2 MgO (metal + O 2 ) C + O 2 CO 2 (no metal + O 2 ) S + O 2 SO 2 CaO + H 2 O Ca(OH) 2 (óxido metálico + H 2 O hidróxido) Ca(OH) 2 + CO 2 CaCO 3 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 (anhídrido + H 2 O ácido) Reacciones de descomposición. Al contrario que en el caso anterior, en esta ocasión tiene lugar la escisión de un compuesto en varios elementos o compuestos. Generalmente la descomposición se produce al aumentar la temperatura. 2 H 2 O 2 H 2 + O 2 (electrolisis) H 2 O 2 H 2 O + ½ O 2 HgO Hg + ½ O 2 CaCO 3 CaO + CO 2 HCl + CaCO 3 CaCl 2 + CO 2 + H 2 O ( MnO2 ) 2 KClO 3 2 KCl + 3 O 2 (NH 4 ) 2 CO 3 2 NH 3 + CO 2 + H 2 O Reacciones de sustitución o desplazamiento. En ellas, un elemento desplaza a otro en un compuesto. Pueden ser de oxidación reducción o precipitación según las especies químicas presentes. (Para poder predecir las reacciones hay que ayudarse de la tabla de potenciales de reducción y de la tabla de productos de solubilidad) Todos los elementos que, en la tabla de potenciales de reducción, están por encima del hidrógeno lo desplazan produciendo hidrógeno gas. Lo mismo ocurre con carácter general, así el Zn que está por encima desplaza al Cu 2+ precipitándolo. Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 (ácido + metal)

2 Na + H 2 O NaOH + H 2 (alcalino + H 2 O) Cu + HCl nada Zn + CuSO 4 Cu + ZnSO 4 Br NaI 2 NaBr + I 2 (desplazamiento metales) (desplazamiento halógenos) Reacciones de doble desplazamiento. Como su nombre indica, existe «un intercambio» de elementos en dos o más compuestos de la reacción. 2 KI + Pb(NO 3 ) 2 PbI KNO 3 HCl + NaOH NaCl + H 2 O (Neutralización) 2 HCl + Na 2 CO 3 2 NaCl + CO 2 + H 2 O (carbonato+ácido) ATENDIENDO AL TIPO DE PROCESO las reacciones más importantes son: Reacciones de combustión. El carbono y todos los hidrocarburos arden produciendo dióxido de carbono y vapor de agua, a la vez que liberan gran cantidad de calor: CH 4 + O 2 CO H 2 O (combustión hidrocarburo CO 2 + H 2 O Combinación de un metal con oxígeno: Da lugar a un óxido metálico (aunque no todos los metales se oxidan) 2 Mg + O 2 2 MgO Combinación de un No metal con oxígeno: Da lugar a un óxido no metálico o anhídrido S + O 2 SO 2 Reacción de un óxido metálico con agua: Da lugar a un hidróxido o base MgO + H 2 O Mg(OH) 2 Reacción de un anhídrido con agua: Da lugar a un ácido (al ácido del mismo nombre que el anhídrido y se obtiene sumando el H 2 O a la fórmula del anhídrido). SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 Reacciones ácido base o reacciones de neutralización: Cuando un ácido reacciona con una base en medio acuoso da como resultado la sal del ácido y agua: NaOH + HCl NaCl + H 2 O

3 Reacción de un óxido metálico con un anhídrido: Da la sal del ácido al que daría lugar ese anhídrido por adición de agua y del metal del óxido metálico. Es muy parecida a una neutralización, pero sin agua. CaO + CO 2 CaCO 3 Reacción de un ácido y un metal no noble (*). Da sal y se desprende hidrógeno. (* Realmente un metal desplaza al hidrógeno de un ácido si tiene un potencial de reducción menor, es decir, si en la tabla de potenciales de reducción está por encima del hidrógeno, como es el caso del calcio, aluminio, zinc, hierro, etc. Eso no ocurre con los metales que están por debajo como el cobre, plata o el oro.) HCl + Al AlCl 3 + H 2 Reacción de un ácido fuerte con sal de otro ácido más débil. Da lugar a la sal del fuerte y liberando el ácido débil. (Hay tablas en la que se ordenan los ácidos según su fuerza) HCl + FeS FeCl 2 + H 2 S HCl + CaCO 3 CaCl 2 + H 2 CO 3 CaCl 2 + H 2 O + CO 2 Cuando un ácido fuerte reacciona con la sal de otro ácido igual de fuerte lo desplaza de su sal si el ácido formado es más volátil, por ejemplo el ácido sulfúrico desplaza de sus sales al clorhídrico y al nítrico: H 2 SO 4 + NaCl Na 2 SO 4 + HCl H 2 SO 4 + NaNO 3 Na 2 SO 4 + HNO 3 Reacciones de oxidación reducción (redox) Son reacciones de transferencia de electrones, y por tanto donde cambian los estados de oxidación de los elementos. 4 HNO 3 + Cu Cu(NO 3 ) NO H 2 O (rédox) KClO KI + 3 H 2 O KCl + 3 I KOH 2 KMnO FeSO H 2 SO 4 2 MnSO Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO H 2 O 10 KCl + 2 KMnO H 2 SO 4 2 MnSO K 2 SO Cl H 2 O Reacciones de precipitación. Son aquellas en las que como su nombre indica siempre se forma un compuesto insoluble que por tanto precipita. (Existen tablas de los compuestos insolubles ordenados) AgNO 3 + NaCl NaNO 3 + AgCl Pb(NO 3 ) 2 + KI KNO 3 + PbI 2

4 CATALIZADORES (Ampliación) Los catalizadores son sustancias que, aunque se encuentren en cantidades muy pequeñas, modifican mucho le velocidad de la reacción. Los catalizadores cambian el mecanismo de la reacción, haciendo que transcurra de otra forma con una energía de activación menor, pero se recuperan al final de manera que globalmente el proceso parece el mismo. El Peróxido de Hidrógeno se descompone dando agua y desprendiendo oxígeno. La velocidad a la que se descompone es relativamente lenta, sin embargo, la presencia de Dióxido de Manganeso incrementa la velocidad de descomposición del Peróxido de Hidrógeno, aunque el MnO 2 por si mismo no se gasta en la reacción. Por lo tanto, no tiene influencia en la reacción en su conjunto, sólo en la velocidad de la reacción. El MnO 2 es un catalizador heterogéneo porque se encuentra en estado sólido, mientras que el H 2 O 2 es líquido. MnO 2 H 2 O 2 H 2 O + ½ O 2 En un tubo de ensayo pon uno 5 ml de H 2 O 2 agrégale una pizca de MnO 2 y observa el burbujeo correspondiente al oxígeno que se forma. Introduce una astilla con un punto de ignición, aunque apagada, y verás como arde al contacto con el oxígeno. INDICADORES Los indicadores son ácidos o bases débiles que tienen la propiedad de tener un color cuando están en un medio ácido distinto del que tienen cuando el medio es básico. Por lo tanto, nos permiten conocer los cambios de ph. En la siguiente tabla se muestran los márgenes de viraje de los indicadores que hay en el laboratorio: Color ácido Color básico ph Azul de Timol rojo amarillo Azul de bromofenol amarillo azul Naranja de metilo rojo amarillo Rojo de metilo rojo amarillo Azol de bromotimol amarillo azul Tornasol rojo azul Fenoftaleína incoloro rojo Azul de Timol (2ª etapa) amarillo púrpura

5 RECONOCIMIENTO DE CATIONES (Ampliación) Los cationes se identifican siguiendo un proceso secuencial. Para eso se dividen en 5 grupos y se van precipitando paulatinamente. Dentro de cada grupo hay pruebas específicas que permiten identificar a cada uno de forma inequívoca. El grupo I lo forman los cationes Ag +, Pb 2+, Hg + y Tl + porque son los únicos que tienen cloruros insolubles (todos blancos) y por tanto precipitan con cualquier reactivo que aporte iones Cl, por ejemplo HCl o NaCl. El precipitado de cloruro de plomo es soluble en agua caliente además de presentar un aspecto cristalino, lo que permite diferenciarlo del resto. El precipitado de AgCl es soluble en NH 4 OH, lo que permite diferenciarlo del mercurioso. NaCl + AgNO 3 AgCl + NaNO 3 2 NaCl + Pb(NO 3 ) 2 PbCl NaNO 3 El grupo II de cationes lo forman aquellos que tienen sulfuros insolubles y por tanto precipitan en presencia de cualquier reactivo que aporte iones S 2, como H 2 S o Na 2 S. A este grupo pertenecen Cu 2+, Bi 2+, Cd 2+, Hg 2+, Au +3, Pt 4+, Sn 2+, Sn 4+, Pb 2+ entre otros. CuSO 4 + H 2 S CuS + H 2 SO 4 El grupo III de cationes lo forman aquellos que tienen hidróxidos insolubles y por tanto precipitan en presencia de NH 4 OH o NaOH. A este grupo pertenecen Al 3+, Cr 3+, Fe 3+, Co 3+, Ni 3+, Zn +2 entre otros. FeCl NaOH Fe(OH) NaCl Esto no quiere decir que los cationes del grupo III sean los únicos que tienen hidróxidos insolubles, por ejemplo el Cu(OH) 2 es insoluble. Como la investigación de la muestra sigue un proceso secuencial ya no estaría presente porque previamente lo habríamos precipitado como sulfuro. Por cierto que cuando se precipita el cobre con hidróxido de amonio resulta que si agregamos de más se disuelve, porque: CuSO NH 4 OH Cu(OH) 2 + (NH 4 ) 2 SO 4 NH 4 OH exceso [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 + H 2 O El nitrato de amonio precipita el cobre porque forma hidróxido de cobre que es insoluble, pero si se agrega en exceso lo disuelve al formarse el complejo sulfato de tetramín cobre II El grupo IV de cationes lo forman aquellos que tienen carbonatos insolubles y por tanto precipitan en presencia de CO 3 2. A este grupo pertenecen Ca 2+, Sr 2+ y Ba 2+. CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO NaCl El grupo V de cationes son los restantes. A este grupo pertenecen Mg 2+, Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +.

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