Conceptos Fundamentales en Química Inorgánica
Reacciones Redox: Oxidación y Reducción
La reacción redox ocurre si el número de oxidación (n.o.) de cualquier átomo en los reactivos es diferente al de los productos.
- En una reacción redox, el reactivo que cede electrones es el agente reductor y el que gana electrones es el agente oxidante.
- En las reacciones redox, los agentes reductores se oxidan y los agentes oxidantes se reducen.
- Los metales son generalmente agentes reductores y los no metales son agentes oxidantes.
- La fuerza reductora de los metales aumenta de arriba a abajo en los grupos y disminuye de izquierda a derecha a lo largo de los periodos.
- La fuerza oxidante de los no metales (gases nobles excluidos) disminuye de arriba a abajo en los grupos y aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos.
Ácidos y Bases: Definiciones y Ejemplos
Ácido: Sustancia química que se disuelve en agua y que es capaz de donar un protón (ion hidrógeno) a otra sustancia. Forma sales cuando se combina con ciertos metales. Por ejemplo: HCl (ácido clorhídrico), HNO₃ (ácido nítrico), etc.
Base: Cualquier sustancia que puede aceptar iones de hidrógeno en agua para neutralizar un ácido. Por ejemplo: jabón, NH₃ (amoniaco), NaClO (cloro de piscina), NaOH (soda cáustica), etc.
La Tabla Periódica Moderna y el Legado de Mendeléyev
Los primeros 94 elementos de la tabla periódica se encuentran en la naturaleza, mientras que del 95 al 118 se sintetizaron en laboratorios o reactores nucleares.
La tabla periódica moderna es una versión mejorada de modelos anteriores. Dmitri Mendeléyev propuso su tabla periódica basándose en los hallazgos de algunos científicos. En su época, solo se conocía aproximadamente la mitad de los elementos que conocemos hoy, y la mayor parte de la información conocida sobre los elementos era inexacta. La tabla periódica de Mendeléyev se publicó en la Revista Alemana de Química en 1869.
En ella, dejó espacios vacíos para elementos que aún no se habían descubierto e incluso llegó a predecir sus propiedades; y cuando finalmente se descubrieron estos elementos, las propiedades eran muy similares a las que Mendeléyev había predicho.
Modelos de Reacciones Químicas Inorgánicas
Con el conocimiento y el manejo de la nomenclatura de la química inorgánica, se puede identificar de manera apropiada cada una de las funciones químicas estudiadas con anterioridad. A partir de la construcción de una ecuación química, es posible «predecir» la obtención de productos como resultado de un proceso químico, lo que se conoce como reacción química.
Como se ha visto al principio de esta unidad, los componentes fundamentales de una ecuación química son las fórmulas y los signos convencionales o auxiliares, que describen de manera abreviada la información cualitativa y cuantitativa del proceso de transformación de los reactivos en productos.
Reacciones de Metales y No Metales
1. Metal + Oxígeno → Óxido Metálico
Un óxido metálico se forma por la reacción entre cualquier metal con moléculas de oxígeno, recordando que este es diatómico.
Ejemplos:
El sodio, que es un metal activo, reacciona rápidamente al hacer contacto con el oxígeno del aire, para producir óxido de sodio (con aspecto de una capa parda) que va cubriendo poco a poco la superficie disponible del metal. La ecuación que representa este proceso químico es:
4 Na + O₂ → 2 Na₂O
(Óxido de sodio)
2. Metal + Hidrógeno → Hidruro
Los hidruros son sustancias resultado de la reacción entre metales con el hidrógeno.
Ejemplos:
El potasio sólido, en una atmósfera de hidrógeno (gas), forma el hidruro de potasio sólido, representado por la siguiente ecuación química:
2 K + H₂ → 2 KH
(Hidruro de potasio)
El hidruro de níquel se utiliza para la producción de baterías tipo AA, que pueden ser de uso doméstico o de uso industrial.
Aplicaciones de Hidruros Volátiles:
- NH₃ (amoniaco): Se emplea para usos domésticos, para limpiar y lavar. También se puede emplear como fuente de hidrógeno y en soldadura.
- AsH₃ (arsina): En la industria electrónica, como gas dopante para la formación de materiales semiconductores.
- SbH₃ (estibina): Se emplea como agente fumigante.
- CH₄ (metano): Se inyecta en pozos petroleros para la extracción de petróleo.
- Y otros.
3. Metal + Ácido → Sal + H₂
Un ácido reacciona enérgicamente con la mayor parte de los metales y produce comúnmente, en estas reacciones, al menos una sal con desprendimiento de hidrógeno. Como ya se mencionó en el modelo anterior, el tipo de sal generada dependerá del ácido que reaccione. En ambos casos, se producirá conjuntamente el desprendimiento de hidrógeno gaseoso.
Ejemplos:
Al reaccionar, el sodio metálico y el ácido clorhídrico forman cloruro de sodio en solución acuosa con desprendimiento de hidrógeno gaseoso, como se representa en la siguiente ecuación química:
2 Na + 2 HCl → 2 NaCl + H₂
(Cloruro de sodio)
En el caso del cobre, este elemento presenta dos estados de oxidación (+1 y +2), por lo que es posible que pueda experimentar, con las condiciones adecuadas, dos reacciones diferentes, como se muestra a continuación:
4. Metal + No Metal → Sal Binaria
Si se hace reaccionar en condiciones apropiadas un metal con un no metal, se presenta una reacción que produce sales binarias (formadas por un compuesto metálico y uno no metálico); este es el caso del litio, que en una atmósfera de cloro gaseoso produce una reacción con un gran desprendimiento de calor (reacción exotérmica), generando un residuo sólido de la sal binaria llamada cloruro de litio, la cual se representa mediante la siguiente fórmula:
2 Li + Cl₂ → 2 LiCl
(Cloruro de litio)
5. Metal Activo + Agua → Hidróxido + H₂
Los metales activos se encuentran ubicados en las familias de los metales alcalinos y alcalinotérreos (grupos IA y IIA de la tabla periódica), excepto el magnesio, ya que reaccionan enérgicamente con agua para dar como producto el hidróxido correspondiente al metal, además del desprendimiento de hidrógeno (molécula diatómica). Esto se observa en los ejemplos que se muestran abajo.
Ejemplos:
El sodio es un sólido blando que, en contacto con el agua, reacciona enérgicamente y produce el hidróxido respectivo en solución acuosa:
2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂
(Hidróxido de sodio)
6. No Metal + Oxígeno → Óxido No Metálico
Los óxidos no metálicos son sustancias resultado de la reacción entre un no metal con el oxígeno. De acuerdo con lo estudiado en la nomenclatura química, los no metales presentan, en algunos casos, moléculas diatómicas como F₂, Cl₂, Br₂, I₂, N₂, y una gran variabilidad en su estado de oxidación.
Ejemplos:
El cloro diatómico (gas), cuando reacciona con el oxígeno, produce óxidos no metálicos, también llamados anhídridos, y por sus diferentes estados de oxidación, se forman varios óxidos no metálicos de este no metal, como se puede observar en las siguientes ecuaciones químicas:
2 Cl₂ + O₂ → 2 Cl₂O
(Monóxido de dicloro)
7. No Metal + Hidrógeno → Hidrácido
Como se recordará, uno de los tipos de la función química llamada ácidos son los hidrácidos, que se producen al reaccionar un no metal con hidrógeno, como se puede ver en el caso de la reacción del cloro e hidrógeno gaseosos, dos no metales que, bajo las condiciones apropiadas, forman el cloruro de hidrógeno (cuando se obtiene en estado gaseoso), o bien ácido clorhídrico, si está en solución acuosa. La ecuación que representa este proceso se presenta abajo.
Ejemplos:
Obtención de ácido clorhídrico:
Cl₂ + H₂ → 2 HCl
(Ácido clorhídrico)
Modelos de Reacción de Óxidos e Hidróxidos
1. Óxido Metálico + Agua → Hidróxido
Otro proceso para la producción de un hidróxido consiste en hacer reaccionar un óxido metálico con agua:
Ejemplos:
El óxido de litio en estado sólido, al hacer contacto con agua, forma el hidróxido acuoso correspondiente, cuya ecuación química es:
Li₂O + H₂O → 2 LiOH
(Óxido de litio) (Hidróxido de litio)
2. Óxido No Metálico + Agua → Oxiácido
El otro tipo de ácidos corresponde a los oxiácidos (tienen átomos de oxígeno en su molécula y les corresponde la terminación -oso e -ico), los cuales se producen al hacer reaccionar un óxido no metálico con agua, como puede verse en la siguiente ecuación química, en la que se representa la reacción entre el óxido de cloro (VII) (óxido perclórico) que, al burbujearse en agua, produce el oxiácido llamado ácido perclórico.
Ejemplos:
Cl₂O₇ + H₂O → 2 HClO₄
(Heptóxido de dicloro) (Ácido perclórico)
3. Hidróxido + Ácido → Sal + Agua (Neutralización)
También conocida como reacción de neutralización, esta reacción se realiza entre un ácido y un hidróxido o base, dando como productos una sal y agua. El tipo de sal producida dependerá del ácido utilizado; es decir, si se emplea un hidrácido, se obtendrá una sal binaria; si, por otro lado, se adiciona un oxiácido, se obtendrá una oxisal.
Ejemplos:
La siguiente ecuación representa la reacción entre ácido nítrico con hidróxido de plata, lo que produce nitrato de plata en solución acuosa.
HNO₃ + AgOH → AgNO₃ + H₂O
(Ácido nítrico) (Hidróxido de plata) (Nitrato de plata) (Agua)
Aplicaciones de Compuestos Inorgánicos Seleccionados
Hidróxido de Calcio
El hidróxido de calcio se aplica para la preparación del maíz de las tortillas, en la construcción, para la preparación de mezclas secas para pintura y decoración, en la industria petrolera, para mezclas de pesticidas, etc.
Hidróxido de Estroncio
El hidróxido de estroncio se utiliza para el refinado del azúcar y como estabilizador en el plástico. Absorbe el dióxido de carbono del aire, formando carbonato de estroncio.
Hidróxido de Potasio
El hidróxido de potasio (la potasa cáustica) se usa en una variedad de aplicaciones industriales: en la galvanoplastia, en la producción de herbicidas, jabones, tintes, pigmentos, grasas, catalizadores, oxidantes, medicamentos y pilas alcalinas-electrolíticas.
Monóxido de Carbono
El monóxido de carbono se produce por la combustión incompleta de sustancias como gas, gasolina, carbón, petróleo, madera, tabaco, etc.
Hidróxido de Aluminio
El hidróxido de aluminio se utiliza como medicina en diferentes aplicaciones. Por ejemplo, como un antiácido que reduce la acidez estomacal y para el tratamiento de la insuficiencia renal.