El mundo reactivo de la química inorgánica
Si introduces litio en agua, effervesce suavemente; si introduces potasio, se enciende. Esta sección sigue los patrones detrás de esas observaciones — las familias de la Tabla Periódica, el aire que respiramos, la escalera de reactividad que determina cómo se extrae cada metal y por qué el hierro se oxida — y luego el enorme centro práctico del curso: ácidos, bases, preparación de sales e identificación de pruebas.
Edexcel International GCSE Chemistry 4CH1, Sección 2 (declaraciones 2.1–2.50) proporciona la mayoría de las preguntas de recuerdo y prácticas en ambos exámenes. Las declaraciones con sufijo C son solo de Química.
Grupo 1 y Grupo 7
Grupo 1 (Li, Na, K) reaccionan con el agua para formar el hidróxido y el hidrógeno — efervescencia, flotación, fusión (Na), llama lila (K). Las reacciones se vuelven más rápidas y vigorosas hacia abajo del grupo: una familia con una tendencia. (C) La reactividad aumenta porque el electrón externo está más lejos del núcleo y se pierde con mayor facilidad.
Grupo 7 (Cl₂ gas verde pálido, Br₂ líquido naranja-marrón, I₂ sólido gris-negro) oscurecen hacia abajo del grupo. Un halógeno más reactivo desplaza la sal de uno menos reactivo: el cloro desplaza al bromo del bromuro de potasio (la solución se vuelve naranja). (C) La reactividad disminuye hacia abajo del grupo — la capa externa está más lejos, por lo que ganar un electrón es más difícil.
Aire y gases
Aire seco: aproximadamente 78 % nitrógeno, 21 % oxígeno, 0.96 % argón, 0.04 % dióxido de carbono (los cuatro más abundantes). El porcentaje de oxígeno puede medirse consumiéndolo — oxidación del hierro en aire húmedo sobre agua, o combustión de fósforo, por lo que el agua sube aproximadamente un quinto. Los elementos arden en oxígeno: el magnesio produce una llama blanca brillante y MgO blanco; el hidrógeno arde con un pop hasta vapor; el azufre da una llama azul y SO₂ sofocante. El carbonato de cobre(II) se descompone al calentar: CuCO₃ → CuO + CO₂ (el agua de cal se vuelve lechosa). CO₂ es un gas de efecto invernadero cuyo aumento contribuye al cambio climático.
Serie de reactividad y metales
Orden para aprender: potasio, sodio, litio, calcio, magnesio, aluminio, (carbono), zinc, hierro, (hidrógeno), cobre, plata, oro. Los metales por encima del hidrógeno — todo hasta el hierro — reaccionan con HCl/H₂SO₄ diluidos dando hidrógeno; cuanto más reactivo, más rápido la efervescencia. Un metal desplaza cualquier metal menos reactivo de su solución salina u óxido.
Óxido necesita oxígeno y agua; se previene mediante métodos de barrera (pintura, aceite, plástico), galvanizado (capa de zinc) y protección sacrificial (un metal más reactivo como zinc o magnesio se corroe en su lugar). Oxidación es pérdida de electrones o ganancia de oxígeno; reducción lo contrario; una reacción redox tiene ambas; el agente oxidante se reduce, el agente reductor se oxida.
(C) Extracción coincide con la reactividad: metales poco reactivos (oro, plata) ocurren nativos; aquellos por debajo del carbono (hierro) son reducidos por carbono en un alto horno; aquellos por encima (aluminio) necesitan electrólisis de mineral fundido. El aluminio (baja densidad, resiste la corrosión), el cobre (conduce), el hierro y los aceros (fuertes; el inoxidable resiste el óxido) se eligen por sus propiedades. Aleaciones mezclan un metal con otros elementos y son más duras porque los átomos de diferente tamaño alteran el deslizamiento de las capas.
Ácidos, bases y sales
Los ácidos proporcionan H⁺(aq); las bases solubles proporcionan OH⁻(aq). Indicadores: litmo (rojo en ácido, azul en base soluble), fenolftaleína (incoloro → rosa), naranja de metilo (rojo → amarillo). La escala de pH pH 0–14 clasifica soluciones (0–3 fuertemente ácidas … 11–14 fuertemente alcalinas); el indicador universal mide el pH aproximado. Neutralización: ácido + base soluble → sal + agua. (C) Los ácidos son donantes de protones, las bases son aceptores de protones; las bases solubles son bases solubles. (C) Titulación: volumen fijo de base soluble con indicador en un matraz, ácido desde una bureta gota a gota hasta el cambio de color, repetir para resultados concordantes.
Reglas de solubilidad: sales de sodio, potasio y amonio — solubles; todos los nitratos — solubles; cloruros — solubles excepto AgCl y PbCl₂; sulfatos — solubles excepto BaSO₄, CaSO₄ y PbSO₄; carbonatos — insolubles excepto Na⁺, K⁺, NH₄⁺; hidróxidos — insolubles excepto Na⁺, K⁺ (Ca(OH)₂ ligeramente soluble).
Ácido + metal / base / carbonato produce una sal: p. ej. Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂; CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O. Sal soluble a partir de un reactivo insoluble (CuO + H₂SO₄ diluido tibia): añadir exceso de base, filtrar, evaporar, cristalizar. (C) A partir de ácido + base soluble: titular, luego evaporar. (C) Sal insoluble: mezclar dos soluciones para que se forme un precipitado (Pb(NO₃)₂ + Na₂SO₄ → PbSO₄↓ + 2NaNO₃), filtrar, lavar, secar.
Pruebas químicas
Gases: hidrógeno — una cerilla encendida hace pop; oxígeno — aviva una cerilla incandescente; dióxido de carbono — enturbia el agua de cal; amoníaco — torna el litmo húmedo rojo en azul; cloro — decolora el papel de litmo húmedo a blanco. Cationes: pruebas de llama (Li⁺ rojo, Na⁺ amarillo, K⁺ lila, Ca²⁺ naranja-rojo, Cu²⁺ azul-verde); NH₄⁺ calienta con NaOH(aq) dando amoníaco; Cu²⁺/Fe²⁺/Fe³⁺ dan precipitados azul/verde/marrón oxidoso con NaOH(aq). Aniones: Cl⁻/Br⁻/I⁻ dan precipitados blanco/crema/amarillo pálido con nitrato de plata acidificado; SO₄²⁻ da un precipitado blanco con cloruro de bario acidificado; CO₃²⁻ burbujea con HCl diluido dando CO₂. Agua: torna el sulfato de cobre(II) anhidro blanco → azul; una muestra de agua pura hierve bruscamente a 100 °C.
Compruébalo tú mismo
- Describe la tendencia en la reactividad hacia abajo del Grupo 1 y da la razón (C) electrónica.
- ¿Qué se observa al añadir agua de cloro a bromuro de potasio y por qué?
- Nombra los cuatro gases más abundantes en el aire seco con porcentajes aproximados.
- Establece las dos condiciones necesarias para que el hierro se oxide y dos métodos de prevención.
- Define oxidación y reducción en términos de electrones.
- (C) ¿Por qué se extrae el aluminio por electrólisis pero el hierro por reducción con carbono?
- ¿Cuáles cloruros son insolubles y cuáles sulfatos?
- Escribe la ecuación para el óxido de cobre(II) reaccionando con ácido sulfúrico.
- Describe los colores de la prueba de llama para sodio, potasio y cobre.
- Describe la prueba para iones sulfato y el resultado positivo.
Respuestas: 1 la reactividad aumenta hacia abajo del grupo (B1); (C) el electrón externo está en una capa más lejos del núcleo, por lo que se pierde más fácilmente; 2 la solución se vuelve naranja — el cloro desplaza al bromo porque es el halógeno más reactivo; 3 nitrógeno ≈78 %, oxígeno ≈21 %, argón ≈0.96 %, dióxido de carbono ≈0.04 %; 4 oxígeno y agua; métodos de barrera (pintura/grasa/plástico) y galvanizado o zinc sacrificial; 5 la oxidación es pérdida de electrones, la reducción es ganancia; 6 (C) el aluminio se sitúa por encima del carbono en la serie de reactividad, por lo que el carbono no puede reducir su óxido — se necesita electrólisis de alúmina fundida; el hierro se sitúa por debajo del carbono, por lo que el carbono lo desplaza de su óxido; 7 AgCl y PbCl₂; BaSO₄, CaSO₄ y PbSO₄; 8 CuO(s) + H₂SO₄(aq) → CuSO₄(aq) + H₂O(l); 9 sodio amarillo, potasio lila, cobre azul-verde; 10 acidificar con ácido clorhídrico diluido, añadir solución de cloruro de bario — un precipitado blanco de BaSO₄ confirma el sulfato.