Cambios Quimicos

CAMBIOS QUÍMICOS

Objetivo: Estudiar diferentes clases de cambios químicos y las propiedades de algunos compuestos importantes como: óxidos, ácidos y bases.

INTRODUCCIÓN

Los cambios químicos se pueden clasificar desde varios puntos de vista. Algunos autores los clasifican en: combinación, desplazamiento, descomposición, doble desplazamiento o doble descomposición. Otros los clasificanen reacciones de: oxidación-reducción, reacciones de precipitación, reacciones de ácido-base, reacciones de ionización y reacciones de formación de complejos. Algunos ejemplos prácticos son:

OXIDO-REDUCCIÓN
2Mg + O2 2 MgO
En esta reacción el magnesio se oxida y el oxígeno se reduce. Se dice entonces que el magnesio es el agente reductor (A.R.) y el oxígeno el agente oxidante(A.O.).

Otros ejemplos son: 4Fe + 3O2 2 Fe2O3
P4 + 5O2 2P2O5
Mg + Cl2 MgCl2
Fe + S FeS
En las anteriores reacciones el Fe, P, Mg, son oxidados por el oxígeno o por el cloro o por el azufre. Así pues los agentes reductores son el Fe, P, Mg y los agentes oxidantes son el O2, Cl2 y S.

Todos los ejemplos anteriores son a su vez ejemplos decombinación, pero no se puede inferir que todas las reacciones de oxidación sean de combinación simple. Otro ejemplo de oxidación-reducción es la reacción entre el Zn y el HCl, en este caso el zinc se oxida de metal a ión zinc y el hidrógeno se reduce de ión hidronio a hidrógeno libre.

Zn + HCl ZnCl2 + H2

Esta reacción es también un ejemplo de desplazamiento, el Zndesplaza el hidrógeno del HCl.

PRECIPITACIÓN

El nitrato de plata y el cloruro de sodio son solubles en agua. Sin embargo cuando se mezclan disoluciones de nitrato de plata y de cloruro de sodio se forma cloruro de plata (AgCl) que es un sólido insoluble en agua, entonces se separa de la disolución: precipita.

AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
Este ejemplo de precipitación esa su vez un ejemplo de doble descomposición o de doble desplazamiento.

ÁCIDO-BASE

De acuerdo con Bronstead y Lowry los ácidos son donadores de protones y las bases receptoras de protones. Así el HCl es un ácido porque puede donar un protón, H+, a la base NaOH; esto lo combina con el ión OH- y forma agua; el ión cloruro se une al sodio, formando una sal. Este es un ejemplo de neutralizaciónentre ácido y base.

HCl + NaOH NaCl + H2O

Todos los casos de neutralización de ácido y base son ejemplos de doble descomposición formándose una sal más agua.

Aunque se ha definido ácido y base como compuestos que donan o aceptan protones respectivamente, según Bronstead y Lowry, dentro de esa misma definición están los ácidos y las bases clásicas, es decir los que alreaccionar se neutralizan dando una sal y agua. Dentro del criterio clásico hay ácidos como el HCl, H2S, HBr y otros que no tienen oxígeno en su molécula: hidrácidos y hay también ácidos como el H2SO3, H2SO4, H3PO4, HNO3, etc que si tienen oxígeno en su molécula: oxácidos. Estos últimos se originan, al menos teóricamente en la reacción de un óxido-no metálico con el agua; por ejemplo:
SO2 +H2O H2SO3
N2O5 + H2O 2HNO3
P2O5 + H2O 2H3PO4

Dentro del criterio alcalino clásico las bases como: NaOH, Ca(OH)2, KOH, etc., provienen de la reacción de un óxido metálico y agua, ejemplo:

Na2O + H2O 2NaOH
CaO + H2O Ca(OH)2
BaO + H2O Ba(OH)2

Para distinguir en un laboratorio un ácido deuna base se utiliza el papel tornasol, el tornasol es un colorante impregnado en el papel y una gota de ácido o de base le cambia el color.

REACCIONES DE LOS METALES

Hay metales lo suficientemente activos para desplazar el hidrógeno de los ácidos. Como por ejemplo: Zn, Mg, Fe, etc.

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

También hay otros metales que no desplazan al...