REACCIONES QUÍMICAS ATENDIENDO A LA ESTRUCTURA de

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:
N2 + 3 H2 → 2 NH3
2 Mg + O2 → 2 MgO
(metal + O2)
C + O2 → CO2
(no–metal + O2)
S + O2 → SO2
CaO + H2O → Ca(OH)2
(óxido metálico + H2O → hidróxido)
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓
SO3 + H2O → H2SO4
(anhídrido + H2O → 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 H2O → 2 H2 + O2 (electrolisis)
H2O2
→ H2O + ½ O2
HgO → Hg + ½ O2
CaCO3 → CaO + CO2
HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
2 KClO3
( MnO2)
——→ 2 KCl + 3 O2
(NH4)2CO3 → 2 NH3 + CO2 + H2O
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 Cu2+ precipitándolo.
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 ↑
(ácido + metal)
Na + H2O → NaOH + H2 ↑
(alcalino + H2O)
Cu + HCl → nada
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4
(desplazamiento metales)
Br2 + 2 NaI → 2 NaBr + I2 ↓
(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(NO3)2 → PbI2 ↓ + 2 KNO3
HCl + NaOH → NaCl + H2O
(Neutralización)
2 HCl + Na2CO3 → 2 NaCl + CO2 + H2O (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:
CH4 + O2 → CO2 + 2 H2O (combustión hidrocarburo → CO2 + H2O
Combinación de un metal con oxígeno: Da lugar a un óxido metálico (aunque no
todos los metales se oxidan)
2 Mg + O2 → 2 MgO
Combinación de un No metal con oxígeno: Da lugar a un óxido no metálico o
anhídrido
S + O2 → SO2
Reacción de un óxido metálico con agua: Da lugar a un hidróxido o base
MgO + H2O → 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 H2O a la fórmula del anhídrido).
SO2 + H2O → H2SO3
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 + H2O
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 + CO2 → CaCO3
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 → AlCl3 + H2
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 → FeCl2 + H2S
HCl + CaCO3 → CaCl2 + H2CO3 → CaCl2 + H2O + CO2
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:
H2SO4 + NaCl → Na2SO4 + HCl ↑
H2SO4 + NaNO3 → Na2SO4 + HNO3 ↑
Reacciones de oxidación – reducción (redox) Son reacciones de transferencia de
electrones, y por tanto donde cambian los estados de oxidación de los elementos.
4 HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 NO2 ↑ + 2 H2O (rédox)
KClO3 + 6 KI + 3 H2O → KCl + 3 I2 + 6 KOH
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8 H2O
10 KCl + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 5 Cl2↑ + 8 H2O
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)
AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl ↓
Pb(NO3)2 + KI → KNO3 + PbI2 ↓
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 MnO2 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
MnO2 es un catalizador heterogéneo porque se encuentra en estado sólido, mientras que
el H2O2 es líquido.
MnO2
H2O2 ––––→ H2O + ½ O2 ↑
En un tubo de ensayo pon uno 5 mL de H2O2 agrégale una pizca de MnO2 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:
Azul de Timol
Azul de bromofenol
Naranja de metilo
Rojo de metilo
Azol de bromotimol
Tornasol
Fenoftaleína
Azul de Timol (2ª etapa)
Color ácido
rojo
amarillo
rojo
rojo
amarillo
rojo
incoloro
amarillo
Color básico
amarillo
azul
amarillo
amarillo
azul
azul
rojo
púrpura
pH
1’2 − 2’8
3’0 − 4’6
3’1 − 4’4
4’2 − 6’3
6’0 − 7’6
6’1 − 7’2
8’0 – 9’5
8’0 − 9’6
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+, Pb2+, 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 NH4OH, lo que permite diferenciarlo del mercurioso.
NaCl + AgNO3 → AgCl ↓ + NaNO3
2 NaCl + Pb(NO3)2 → PbCl2 ↓ + 2 NaNO3
El grupo II de cationes lo forman aquellos que tienen sulfuros insolubles y por tanto
precipitan en presencia de cualquier reactivo que aporte iones S2–, como H2S o Na2S. A este
grupo pertenecen Cu2+, Bi2+, Cd2+, Hg2+, Au+3, Pt4+, Sn2+, Sn4+, Pb2+ entre otros.
CuSO4 + H2S → CuS ↓ + H2SO4
El grupo III de cationes lo forman aquellos que tienen hidróxidos insolubles y por tanto
precipitan en presencia de NH4OH o NaOH. A este grupo pertenecen Al3+ , Cr3+, Fe3+, Co3+,
Ni3+, Zn+2 entre otros.
FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 ↓ + 3 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:
CuSO4 + 2 NH4OH → Cu(OH)2 ↓ + (NH4)2SO4
NH4OH exceso
[Cu(NH3)4]SO4 + H2O
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 CO32–. A este grupo pertenecen Ca2+, Sr2+ y Ba2+.
CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ + 2 NaCl
El grupo V de cationes son los restantes. A este grupo pertenecen Mg2+, Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+.