REACCIONES QUÍMICAS

INORGÁNICAS

Ing. Nelson Velásquez

Las transformaciones químicas de las sustancias consisten en un reordenamiento de los átomos para formar nuevas moléculas.

Las sustancias presentes al principio se llaman REACTIVOS.

Las sustancias que se forman al final se llaman PRODUCTOS.

Las reacciones se representan por Ecuaciones Químicas.

Reacción Química

Reacciones Químicas

Los cambios que se den entre sustancias se llaman reacciones químicas y también suceden a nuestro alrededor.

En una reacción química se produce una transformación de la materia: las propiedades características (densidad, color, punto de fusión, etc.) de los productos de la reacción no son las mismas que las de los reactivos.

Ejemplos: cuando se cocina un alimento, cuando se enciende un motor de gasolina, al encender un fósforo, cuando se disuelve un antiácido en agua, cuando la leche se agría, etc.

En una ecuación química hay dos términos. En el primero, el de la izquierda, se

escriben los reactivos, expresados mediante sus fórmulas químicas correspondientes y separados por un signo más.

A la derecha se escribe el segundo término, en el que aparecen los productos, también representados por sus fórmulas químicas y con signos más entre ellos. Entre ambos términos suele ponerse una flecha que indica que se ha producido la reacción química correspondiente.

Reactivos →Productos

Las ecuaciones químicas

Ley de Lavoisier o de conservación de la masa.

Ley de Proust o de las proporciones definidas.

Ley de Dalton o de las proporciones múltiples.

Leyes de las Reacciones Químicas

Si una reacción química no es más que la reorganización de una serie de átomos que ya estaban al principio, ¿no deben aparecer esos mismos átomos al final?

En una reacción química, la masa se conserva. Es decir, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.

Ley de Lavoisier

Ejemplo 1:

2H2 + O2 → 2H2O Reactivos:H: 2 x 1 x 2 = 4+O: 16 x 2 = 32

Total = 36

Productos:H: 2 x 1 x 2 = 4O: 2 x 16 = 32

Total = 36

Conclusión: la masa de los reactivos es igual a la de los productos. El número de hidrógenos y de oxígenos de los reactivos es igual al de los productos.

Joseph Louis Proust demostró que en las reacciones químicas la relación entre las sustancias reaccionantes siempre era la misma; y también demostró que esta relación no dependía del método de trabajo utilizado en el laboratorio. Así, Proust enunció su ley:

Los reactivos que intervienen en una reacción química lo hacen siempre en una proporción determinada.

Ley de Proust

Ejemplo 2:

2H2 + O2 → 2H2O

Reactivos:H: 2 x 1 x 2 = 4

O: 16 x 2 = 32

Relación O/H = 32/4

Relación O/H = 8:1

Conclusión: Siempre que el oxígeno y el hidrógeno se combinan para formar agua lo hacen en una proporción definida de 8 a 1.

Cuando un elemento se combina con otro para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se unen a una masa fija del otro están en relación de números enteros y sencillos.

Ley de Dalton

Ejemplo 3:H2 + O2 → H2O2

Reactivos:H: 1 x 2 = 2

O: 16 x 2 = 32

Relación O/H = 32/2

Relación O/H = 16:1

Conclusión: Cada vez que el oxígeno y el hidrógeno se combinan para formar agua lo hacen en una proporción de 8 a 1. Pero si se combinan para formar peróxido de hidrógeno lo hacen en una proporción de 16 a 1.

TIPOS DE COMPUESTOSTIPO DE COMPUESTO COMPOSICIÓN

OXIDO METÁLICO O BÁSICO M - OANHÍDRIDO U ÓXIDO ÁCIDO NM - OHIDRURO/HIDRÁCIDO H - NMHIDRÓXIDO M - OHOXÁCIDO H - NM - OSAL HALOIDEA M - NMOXISAL M - NM - O

Composición o síntesisDescomposición.Desplazamiento simpleDesplazamiento doble

Tipos de reacciones químicas inorgánicas

Consisten en que 2 reactivos forman 1 producto. Es decir, dos sustancias simples se unen para formar una más compleja.

Ejemplos: síntesis de óxidos, de hidruros, de hidróxidos y de oxácidos.

Reacciones de Composición o Síntesis

Consisten en que 1 reactivo forma 2 productos. Es decir que una sustancia compleja se divide para formar dos sustancias más simples.

Ejemplos: descomposición de óxidos, de hidruros, de hidróxidos, de oxácidos y de sales.

Reacciones de Descomposición

Síntesis: La producción de agua a partir de hidrógeno

y oxígeno, que ya vimos

2H2 + O2 → 2H2O

Descomposición: El proceso inverso de la anterior, es decir,

electrólisis del agua:

2H2O → 2H2↑ + O2↑

Ejemplos de las reacciones estudiadas

Síntesis: La hidratación de un oxido metálico para

formar un hidróxido:

Na2O + H2O → 2NaOH

Descomposición: La deshidratación de un oxácido da lugar a

un anhídrido y agua:

H2SO4 → H2O + SO3

Ejemplos de las reacciones estudiadas

Tienen lugar entre un compuesto y un elemento.

Consisten en que 1 elemento del compuesto reactivo es desplazado y sustituido por el elemento solitario.

Se puede resumir de la siguiente manera: AB + C → AC + B

Reacciones de Desplazamiento Simple

Estas reacciones obedecen a las llamadas escalas de reactividad.

Hay una escala para los no metales halógenos y otra para los metales.

El elemento más reactivo desplaza al menos reactivo.

Reglas de los desplazamientos simples

Escala de Reactividades de metales e hidrógeno.

Li > K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Sn > Pb > H2 > Cu > Ag > Hg > Au

Escala de Reactividades de Halógenos.

F2 > Cl2 > Br2 > I2

Desplazamiento simple de no metales:

El cloro desplaza al bromo: CaBr2 + Cl2 → CaCl2 + Br2

Desplazamiento simple de metales:

El hierro desplaza al cobre: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Ejemplos de las reacciones estudiadas

Tienen lugar entre dos compuestos.

Consisten en que 2 elementos de distintos compuestos reactivos son intercambiados.

Se puede resumir de la siguiente manera: AB + CD → AD + BC

Reacciones de Desplazamiento Doble

Estas reacciones se basan en 3 fenómenos:

Neutralización de un ácido y una base. La afinidad entre cationes de bases

fuertes y aniones de ácidos fuertes. La tendencia a formar precipitados

por la combinación de ciertos elementos y iones.

Reacciones de Desplazamiento Doble

Al reaccionar un ácido y una base, se produce una sal y agua:

HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O

FeOH + H2SO4 → FeSO4 + H2O

Ejemplos de Neutralizaciones

Aniones de Ácidos Fuertes Cationes de Bases Fuertes

Cl- Na+ Br- K+ I- Li+

NO3- Ca2+

SO42- Mg2+

ClO3-

ClO4-

IMPORTANTE: Todas las sales formadas por anión fuerte y base fuerte son solubles en agua, con excepción del CaSO4.

Afinidad de iones fuertes

Ejemplo de las parejas de baile

Desplazamiento doble por afinidad de iones fuertes:

Anión nitrato y catión litio son afines:

CuNO3 + LiClO → LiNO3 + CuClO

Anión sulfato y catión magnesio son afines :

MgF2 + FeSO4 → MgSO4 + FeF2

Ejemplos de desplazamientos dobles

Compuestos que precipitan en solución acuosa.

1. Óxidos, hidróxidos, carbonatos y fosfatos (excepto los de metales IA y de amonio).

2. Sulfuros (excepto los de metales IA, IIA y de amonio). 3. Haluros de Ag, Pb y Hg. 4. Sulfatos de Ca, Sr, Ba y Pb.

Formación de Precipitados

Desplazamiento doble por precipitación:

Los haluros de plata precipitan: AgNO3 + LiCl → LiNO3 + AgCl↓

Los sulfuros de hierro precipitan: MgS + FeHPO3 → MgHPO3 + FeS↓

Ejemplos de desplazamientos dobles