reacciones inorganicas 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.

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


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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)


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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


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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.


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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.


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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


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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


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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


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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


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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.


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.


2H2S + 3 02 → 2 SO2 + 2 H2O


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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.


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.

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