REACCIONES ENTRE COMPUESTOS INORGANICOS
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- Domingo Cárdenas Díaz
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1 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.
2 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 KClO 3 KCl + 3 O 2 CaCO 3 CaO + CO 2 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 78
3 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 ZnCl 2 + H 2 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 H 2 SO Na Na 2 SO 4 + H 2 2 H 2 SO Na 2 NaHSO 4 + H 2 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 H 2 SO Cu Cu 2 SO 4 + H 2 Sulfato de cobre (I) H 2 SO 4 + Cu CuSO4 + H 2 Sulfato cúprico 2 H 2 SO Cu 2 CuHSO 4 + H 2 Sulfato ácido de cobre (I) 79
4 Una excepción a este caso es la siguiente reacción entre el cobre y el ácido nítrico 8 HN Cu 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O 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 CuSO 4 + Fe FeSO 4 + 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 + Cl 2 2 KCl + Br 2 2 HI + Cl 2 2 HCl + I 2 80
5 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 + H 2 O 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 MgCl 2 + H 2 O 3 HCl + Al(OH) 3 AICl H 2 O 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: 81
6 H 2 SO KOH K 2 SO H 2 O Sulfato de potasio H 2 SO 4 + KOH KHSO 4 + H 2 O Sulfato ácido de potasio 2 HNO 3 + Cu(OH) 2 Cu (NO 3 ) H 2 O Nitrato cúprico HNO 3 + CuOH CuNO 3 + H 2 O 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 H 2 SO 4 + BaCl 2 BaSO 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 + AgNO 3 AgCl + HNO 3 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 82
7 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 + AgNO 3 AgCl + NaNO 3 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(N0 3 ) KI 2 KNO 3 + Pbl 2 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. 83
8 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: Na 0 + O 2 0 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 H 2, O 2 N 2,Cl 2, 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. 84
9 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) H 2 +1 O ; H +1 Cl ; NH 3 +1 ; CH 4 +1 ; NaH -1 ; CaH El oxígeno tiene numero de oxidación (-2) excepto para los peróxidos (O - O) que es (-1) H 2 O -2 ; CO 2-2 ; NO -2, H 2 SO 4-2 ; HNO 3-2, H 2 O 2-1 ; Na Otra excepción para el oxígeno es el fluoruro de oxígeno: O +2 F 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 +3 F -1 3 El Fluor está por encima del bromo, por esto el Fluor es el (-) As +3 Br -1 3 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 +1 N +5 O = 0 85
10 7.- La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ión debe ser igual a la carga del ión NH + 4 : El número de oxidación del nitrógeno es (-3); = +l SO -2 3 : El número de oxidación del azufre es (+4); = -2 NO -1 3 : El número de oxidación del nitrógeno es (+5), = -1 Cu +2 (N -5 O -2 3 ) -1 2 : El número de oxidación del cobre es (+2); +2 +2(-1) = 0 Fe +3 2 (SO 3 ) -2 3 : 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, Na O 2 Na +1 2 O -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 KMnO 4 (permanganato de potasio) o MnO 2 (dióxido de manganeso). Otro ejemplo, es el cromo utilizado como agente oxidante en forma de dicromato de potasio, K 2 Cr 2 O 7, o cromato de potasio, K 2 CrO 4. 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, H 2 O 2, (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 Na 0 + O 2 Na +1 2 O -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 86
11 Cl O 2 0 Cl 2 +3 O 3-2 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 CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu Mediante la asignación de los estados de oxidación, observamos que Cu +2 S +6 O Fe 0 Fe +2 S +6 O Cu 0 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 + Fe 0 Fe +2 + Cu 0 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 87
12 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: HNO 3 + Cu Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O Al asignar los estados de oxidación observamos que H +1 N +5 O Cu 0 Cu +2 (N +5 O 3-2 ) 2 + N +2 O -2 + H 2 +1 O 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 e Cu 0 + 2e Cu +2 N -5 La reacción final definitivamente balanceada es la siguiente: 8HNO Cu 3 Cu(NO 3 ) NO + 4H 2 0 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 88
13 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, H 2 C 2 O 4 + KMnO 4 CO 2 + K 2 O + MnO 2 +H 2 0 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 H +1 2 C +3 2 O K +1 Mn +7 O -2 4 C +4 O K +1 2 O -2 + Mn +4 O H +1 2 O C +3 C e se oxidó, es el agente reductor. Mn e Mn +4 se redujo, es el agente oxidante. La reacción final, definitivamente balanceada, es la siguiente: 3H 2 C 2 O 4 + 2KMnO 4 6CO 2 + K 2 O + 2MnO H 2 O 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 89
14 manganeso, MnO 2, el color es negruzco. Este compuesto es insoluble en agua. El K 2 O 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: K 2 O + H 2 O KOH + H 2 0 Ejercicio 3. Balancear la siguiente reacción, por el método de oxido-reducción: H N +5 O 3 + H 2 S N +2 O + S 0 + H 2 O 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: 2HNO H 2 S 2NO + 3S + 4 H 2 O Ejercicio 4. Balancear la siguiente reacción, por el método de oxido-reducción: H 2 S -2 + O 0 2 S +4 O 2 + H 2 O 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: 2H 2 S SO H 2 O 90
15 Ejercicio 7. Balancear la siguiente reacción, por el método de oxido-reducción K 2 Cr +6 2 O 7 +KI -1 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + Cr +3 2 (SO 4 ) 3 + I H 2 O 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: K 2 Cr 2 +6 O 7 + 6KI H 2 SO 4 4 K 2 SO 4 + Cr 2 +3 (SO 4 ) 3 + 3I H 2 0 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. 91
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