Química Inorgánica Descriptiva: Reacciones de los Grupos 1 al 17 con Ejemplos Resueltos

Grupos 1 y 2

Donde haya menor variación de E de red, el proceso es más favorable. (E de red, descompensación, hidratación).

ΔE red favorece EO altos, cationes pequeños y aniones grandes.

Efecto quelato: un ligando se une por más de un átomo dador al metal.

Be o Mg para disolverse en líquido: ΔH sublimación (romper enlace metálico), pasa de sólido a gas (menor en Sr ya que es más grande, al haber menos es más favorable). ΔH ionización, más favorable en Sr (pasa de gas a +1 E.O. y 1 e⁻). Solvatación del metal y del e⁻ para dar M⁺ en disolución y e⁻ en disolución: es más alta la del metal Be, ya que es más pequeño y se solvata más. En conclusión, es más favorable el Sr, por eso se disuelve y el Be no (los más grandes se disuelven).

KOH + CH₃COOH → H₂O + CH₃COOK

K₂O₂ + 2H₂O → 2KOH + H₂O₂

H₂O₂ → H₂O + ½O₂ (descomposición en medio básico)

Electrólisis de NaCl acuoso: NaCl + H₂O → NaOH + ½Cl₂ + ½H₂

Na + (CH₃)₂CHOH → NaOH + (CH₃)₂CHONa

NaOH + CO₂ → NaHCO₃ + H₂O

NaOH + CO (459 K) → HCO₂Na + H₂O

2NaCl + BaCl₂ → Na₂[BaCl₄]

BeF₂ + 4H₂O → [Be(OH₂)₄]²⁺(ac) + 2F⁻(ac)

CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

MgO + H₂O₂ → Mg₂O (O con +2) + H₂O

MgCO₃ + calor → MgO + CO₂

CaF₂ + 2H₂SO₄ (conc.) → 2HF + Ca(HSO₄)₂

3Mg + N₂ + calor → Mg₃N₂ + 6H₂O → 2NH₃ + 3Mg(OH)₂

Grupo 13

BCl₃ + 3EtOH → B(OEt)₃ + 3HCl (hidrólisis)

BF₃ + EtOH → BF₃O(H)Et (ácido-base: formación de complejo)

BCl₃ + 3PhNH₂ → B(NHPh)₃ + 3HCl (hidrólisis)

BF₃ + KF → KBF₄

Grupo 14

Silicatos: piroxenos (cadenas simples): [SiO₃]²⁻; anfíboles (cadenas dobles): [Si₄O₁₁]⁶⁻; micas (láminas): [Si₄O₁₀]⁴⁻; cristobalita (óxido cristalino de estructura 3D): SiO₂.

K₂CO₃(ac) + 2HCl(ac) → 2KCl(ac) + CO₂ + H₂O(l)

Na₄SiO₄(ac) + 4HCl → 4NaCl(ac) + SiO₂(s) + 2H₂O(l)

SiCl₄ + 4NaOH → Na₄SiO₄ + 4HCl

2SiH₃Cl + H₂O → (H₃Si)₂O + 2HCl

SiF₄ + 4H₂O → SiO₂ + 4HF (con SiF₄ el HF forma H₂SiF₆)

nSiH₂Cl₂ + nH₂O → −(SiH₂O)ₙ− + 2nHCl

4ClCH₂SiCl₃ + 3LiAlH₄ → 4ClCH₂SiCH₃ + 3LiAlCl₄

Grupo 15

P₄ + O₂ (defecto) → P₄O₆; P₄O₆ + H₂O → H₃PO₃ (H₂PHO₃)

P₄ + O₂ (exceso) → P₄O₁₀; P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄

4H₃PO₄(ac) + CaCl₂(ac) → 2Ca₃(PO₄)₂(s) + 12HCl(ac)

PCl₅ + H₂O → Cl₃PO + 2HCl (hidrólisis)

PCl₅ + H₂O (exceso) → H₃PO₄ + 4HCl

PCl₅ + AlCl₃ → [PCl₄]⁺[AlCl₄]⁻

PCl₅ + NH₄Cl → [NH₄]⁺[PCl₆]⁻

Grupo 16

Más oxidante: S₂O₈²⁻; S₂O₈²⁻ + HNO₂ → HSO₄⁻ + NO₃⁻ (redox)

Único reductor: SO₃²⁻; H₂SO₃ + Cu²⁺ + H₂O → HSO₄⁻ + Cu⁺ + H⁺

Na₂SO₃(ac) + 2HCl(ac) → SO₂ + H₂O(l) + 2NaCl(ac). El SO₂ no es muy soluble en agua, por lo que se desprende como gas.

SO₂Cl₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HCl

Grupo 17

La reducción de un oxoanión requiere H⁺, por eso el potencial de reducción aumenta en medio ácido: XOₙ^(m−) + 2H⁺ + 2e⁻ → XOₙ₋₁^((m−1)−) + H₂O (las reacciones son más rápidas en medio ácido).

Peligro de explosión: NH₄ClO₄ y [Fe(OH₂)₆][ClO₄]₂ (cationes oxidables).

Reacciones finales

H₃B·OEt₂ + CH₂=CH₂ → CH₃CH₂BH₂ + Et₂O (hidroboración)

CaO + C (2300 K) → CaC₂ + CO (redox)

NaN₃ + calor → Na + 3/2N₂ (descomposición)

PCl₃ + O₂ → 2PCl₃=O (reacción de oxidación)

PCl₅ + H₂O → PCl₃=O + 2HCl

PCl₅ + 3H₂O → H₃PO₄ (3 OH y un =O) + 3HCl

HNO₃ (dil.) + Cu → Cu²⁺ + NO

HNO₃ (conc.) + Cu → Cu²⁺ + NO₂

I₃⁻ + Fe²⁺ → Fe³⁺ + 3I⁻

COCl₂ + 2NH₃ → O=C(NH₂)₂ + 2HCl

Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Hg²⁺ + OH⁻ → HgO + Hg (reacción de precipitación)