Miles de reacciones, unos pocos patrones
Los cinco patrones, con su plantilla
| Tipo | Esquema | Señal para reconocerlo | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| Síntesis | A + B → AB | dos se unen en uno | 2Na + Cl₂ → 2NaCl |
| Descomposición | AB → A + B | uno se parte (pide energía) | 2H₂O → 2H₂ + O₂ (eléctrica) |
| Sustitución simple | A + BC → AC + B | un elemento desplaza a otro | Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂ |
| Doble sustitución | AB + CD → AD + CB | dos pares intercambian parejas | AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃ |
| Combustión | hidrocarburo + O₂ → CO₂ + H₂O | arde con llama y calor | CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O |
Señales de que algo reaccionó
- Cambio de COLOR (formación de un precipitado o de un nuevo compuesto).
- Aparición de un GAS (burbujas sin calentar: se liberó una sustancia).
- Formación de un SÓLIDO insoluble (precipitado) al mezclar dos líquidos.
- Cambio de TEMPERATURA (exotérmica se calienta, endotérmica se enfría) o emisión de LUZ.
Neutralización y precipitación (dobles sustituciones)
ÁCIDO + BASE → SAL + AGUA es la neutralización (H⁺ + OH⁻ → H₂O): por eso el antiácido calma el ardor. La PRECIPITACIÓN ocurre cuando dos disoluciones iónicas al mezclarse forman un sólido INSOLUBLE (el precipitado). Para predecirlo se usa la tabla de solubilidad: casi todos los nitratos y las sales de sodio son solubles; la plata, el plomo y el mercurio forman muchos precipitados (por eso AgCl cae como sólido blanco).
REDOX: el hilo que une casi todo
Una reacción REDOX (oxidación-reducción) es aquella en la que se TRANSFEREN ELECTRONES entre especies. Se memoriza con dos frases enfrentadas: "PÉCDA" (Pérdida de electrones = Oxidación) y "GANRA" (Ganancia de electrones = Reducción), o en inglés "OIL RIG" (loss is oxidation, gain is reduction). Lo esencial: la oxidación y la reducción OCURREN SIEMPRE JUNTAS, porque los electrones que uno pierde otro debe ganarlos; no pueden existir por separado, como las dos caras de una moneda.
- OXIDACIÓN: pierde electrones; su número de oxidación SUBE (se hace más positivo).
- REDUCCIÓN: gana electrones; su número de oxidación BAJA (se reduce, de ahí el nombre).
- AGENTE OXIDANTE: la especie que gana electrones (y se reduce); provoca la oxidación del otro.
- AGENTE REDUCTOR: la especie que pierde electrones (y se oxida); provoca la reducción del otro.
Cómo asignar números de oxidación y detectar el redox
El número de oxidación es la "carga contable" de un átomo siguiendo reglas: elemento libre = 0; oxígeno casi siempre −2 (−1 en peróxidos); hidrógeno +1 (−1 con metales); un compuesto neutro suma 0. Si al pasar de reactivos a productos un átomo CAMBIA su número de oxidación, la reacción es redox. En Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, el zinc sube de 0 a +2 (se oxida, es el reductor) y el cobre baja de +2 a 0 (se reduce, el oxidante).
Ejemplo: balanceo redox por ion-electrón (idea)
Para balancear una redox que involucra transferencia, se separa en DOS SEMIRREACCIONES (una de oxidación, otra de reducción), se balancean átomos y cargas añadiendo electrones, y se igualan los electrones ganados y perdidos antes de sumarlas. El truco es que los ELECTRONES que suelta una semirreacción deben ser exactamente los que toma la otra: ni sobran ni faltan.
Serie de actividad: quién desplaza a quién
En una sustitución simple, un metal solo desplaza a otro que esté DEBAJO de él en la SERIE DE ACTIVIDAD (lista ordenada por tendencia a oxidarse). El litio y el potasio son voraces (se oxidan fácil), la plata y el oro casi no. Por eso el cobre metálico sí desplata la plata de una disolución (Cu está arriba de Ag), pero la plata NO desplaza al cobre. Y los metales sobre el hidrógeno desprenden H₂ con ácidos; los debajo, no: por eso el oro no se disuelve en ácido clorhídrico.
Básico
En una reacción de síntesis:
La oxidación es la pérdida de electrones.
En Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, el zinc se (pierde electrones) y el cobre se .
Intermedio
Une cada reacción con su tipo:
En la semirreacción Fe → Fe³⁺ + ___ e⁻, ¿cuántos electrones pierde el hierro? Entero.
Para balancear una redox por ion-electrón:
Coloca los elementos en orden y pulsa Comprobar.
Avanzado
Sobre 2Mg + O₂ → 2MgO. La afirmación con ERROR es:
Marca la línea o las líneas con error y pulsa Comprobar.
Explica por qué una manzana cortada se oscurece (oxidación enzimática) y por qué rociarla con jugo de limón (ácido ascórbico) lo retarda, usando el lenguaje de redox y agentes reductores.
Se evalúa identificar la oxidación de los compuestos de la frutana por el O₂ del aire y que el ácido ascórbico actúa como agente REDUCTOR (se oxida él en lugar de la fruta), sacrificándose para protegerla.
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Aplicaciones reales
- Baterías y pilas: son reacciones redox controladas que fuerzan a los electrones a viajar por un circuito (electricidad) en vez de saltar directo.
- Oxidación y corrosión: herrumbrar un clavo y freír un aceite son redox; se combaten con pinturas, galvanizado y antioxidantes.
- Metodurgia y soldadura: se usan reacciones redox para extraer metales de sus minerales (reducir el óxido de hierro a hierro metálico con carbono).
Errores frecuentes
- Decir que "el oxidante se oxida": el oxidante se REDUCE (gana electrones).
- Buscar redox donde no hay cambio de números de oxidación (una precipitación no es redox).
- Olvidar igualar electrones al balancear.
- Confundir cambio de estado físico con reacción química.
Conexiones con otros aprendizajes
El balanceo redox refina el balanceo de la U3 y se apoya en los números de oxidación que salen de la valencia (U1); la neutralización se conecta con el pH y las disoluciones de la U4; y las reacciones redox explican la electroquímica y la energía que verás en física.
Khan Academy · RedoxPráctica de números de oxidación y semirreacciones.
Tarjetas de tipos y redox
Toca una tarjeta para ver la respuesta.
Clasificar reacciones y leer el redox
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