ESTEQUIOMETRIA

UNIVERSIDAD DE GUANAJUATO

CURSO PROPEDEUTICO

QUIMICA GENERAL

I.Q. Viviana Paloma Peñaloza Meza

ESTEQUIOMETRIADEFINICION E IMPORTANCIA

DEFINICION E IMPORTANCIA

Estequiometria es el estudio cuantitativo de reactivos y productos de una reacción química.

Estequiometria se refiere a las medidas y relaciones cuantitativas entre las sustancias y las mezclas de interés en química.

ESTEQUIOMETRIACONCEPTOS BASICOS

CONCEPTOS BASICOS

MOL: es una cantidad de sustancia que contiene (6.02214x10^23 que es la Constante de Avogadro) átomos, unidades fórmula o moléculas.

Átomo gramo: es el peso en átomos de un mol de átomos (6,022 x 1023 átomos) de un elemento. Este peso es exactamente igual al peso atómico expresado en gramos.

1 At - g = P.A. g Ec. 1Para realizar cálculos, se utiliza la siguiente relación:

CONCEPTOS BASICOS

Ejemplo:

Calcular el peso de un átomo de carbono en gramos.

Dato: P.A. (C) = 12 uma Solución:

Según la relación:

1 At-g (C) = 12 g (C) → 6,022 x 1023 átomos de (C)

Vemos que: 6,022 x 1023 átomos de (C) pesa 12 gramos.

Tenemos que calcular cuanto pesa 1 átomo de (C).

Aplicando una regla de tres simple:

X = 12 / 6,022 x 1023 = 2 x 10-23 gramos

CONCEPTOS BASICOS

Ejemplo:

Una medalla de plata pesa 10,8 gramos. ¿Cuántos átomos de plata contiene la medalla?. Dato P.A. (Ag) = 108 uma.

Solución:

Según la relación:

1 At-g (Ag) = 108 g (Ag) → 6,022 x 1023 átomos de (Ag)

Vemos que: 6,022 x 1023 átomos de (Ag) pesa 108 gramos.

Tenemos que calcular cuantos átomos hay en 10,8 gramos de plata (Ag)


X = 6,022 x 1023 x 10,8 / 108 = 6,022 x 1022 átomos de Ag

CONCEPTOS BASICOS

Mol gramo: es el peso en gramos de un mol de moléculas (6,022x1023 moléculas) de una sustancia química. Se determina expresando el peso molecular en gramos.

Ejemplo:¿Cuánto pesa en gramos una molécula de agua?. Dato: M(H2O) = 18 uma

Solución:Veamos la relación:1 Mol-gr (H2O) = 18 g (H2O) → 6,022 x 1023 moléculas de (H2O)

Vemos que: 6,022 x 1023 moléculas de (H2O) pesa 18 gramos.

Tenemos que calcular cuanto pesa 1 molécula de (H2O).

MOL GRAMO


X = 18 / (6,022 x 1023) = 3 x 10-23 gramos.

MOL GRAMO

EjemploSe tiene una muestra de 68,4 gramos de azúcar (C12H22O11). ¿cuántos moléculas - gramo contiene?. Dato P.A. (C12H22O11) = 342 uma.

Solución:1 Mol-g (C12H22O11) = 342 g (C12H22O11) → 6,022 x 1023 átomos de (C12H22O11)

Vemos que: 1 Mol-g (C12H22O11) contiene 342 gramos de moléculas de (C12H22O11)

Tenemos que calcular cuantos Mol-g hay en 68,4 gramos de C12H22O11

MOL GRAMO


X = 68,4 / 342 X = 0,2 mol-g

CONCEPTOS BASICOS

Las unidades de masa atómica constituyen una escala relativa de las masas de los elementos.En el SI mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12g (0.012 kg) del isotopo de carbono-12.Este número es determinado experimentalmente y se denomina: Número de Avogadro NA=6.0221367x10^23

1mol=6.02214199x1023 átomos, moléculas, fotones, etc.1 mol de carbono-12 = 6.02214199x1023 átomos de carbono-12= 12 gramos de carbono-12

NUMERO DE AVOGADRO

1. Se sabe que una muestra de fierro contiene 2.35 mol de Fe, ¿Cuántos átomos de Fe están contenidos en la muestra?

2. ¿Cuantos átomos de Au equivalen a 5x10-3 moles de Au?

3. ¿Cuántos moles de S tiene una muestra que contiene 7.65x1022 átomos de S?

NUMERO DE AVOGADRO

4. ¿Cuántos gramos de S equivalen a 7.65x1022 átomos de S?

5. ¿Cual es la masa de 2.35x1024 átomos de Cu?

NUMERO DE AVOGADRO

6. ¿Cuántas moléculas de agua están contenidas en 25mL de agua si la densidad del agua es de 1g/mL?

7. ¿Cuántos átomos están contenidos en 25mL de agua si la densidad del agua es de 1g/mL?

NUMERO DE AVOGADRO

8. Si se considera una ionización total:¿Cual es el número total de iones que hay en 0.1mg de MgCl2?

9. Cuántos gramos de MgCl2 serán necesarios para obtener 5x1023 iones cloruro?

EQUIVALENTE GRAMO

El peso equivalente o equivalente químico no tiene unidades, por ello es necesario atribuirle una unidad: el gramo. Surge así el concepto de equivalente-gramo, por lo tanto:

Esto significa que un equivalente-gramo de cualquier sustancia química es igual a su peso equivalente expresado en gramos.

1Eq-g = (PE) g

http://www.fullquimica.com/2012/04/peso-equivalente.html

PESO EQUIVALENTE

En las reacciones químicas ocurre algo similar las sustancias químicas que participan se combinan en cantidades equivalentes en masa.

El peso equivalente de los hidróxidos representa la cantidad que es capaz de producir por disociación 1 mol de ion hidróxido, OH-.

El peso equivalente de los ácidos representa la cantidad capaz de producir 1 mol de protones (H+) en una ionización.

El peso equivalente de un oxido es aquella cantidad que se produce a partir de 8 partes en masa de O2.

http://www.fullquimica.com/2011/11/reacciones-quimicas.html

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 1

Calcule el peso equivalente del bromo PA (Br) = 80 uma en base a la siguiente reacción química.

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 2

Calcule el peso equivalente del aluminio en base a la siguiente reacción química.

PESO EQUIVALENTE

De este modo se puede determinar el peso equivalente de los diversos elementos químicos realizando la combinación con elementos cuyo peso equivalente se conoce.

Existe una forma sencilla de calcular el peso equivalente de los elementos, para ello se debe conocer el peso atómico (PA) y su respectiva capacidad de combinación, es decir, su valencia (Val).

http://www.fullquimica.com/2012/04/peso-equivalente.html

PESO EQUIVALENTE

La valencia es una característica de los elementos químicos ya que esta relacionada con su capacidad de combinación, por lo general es numéricamente igual al estado de oxidación.

Existen elementos que tienen una sola valencia y por ende tendrán un único valor de peso equivalente, tal es el caso de:

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 3Calcule el peso equivalente del potasio y magnesio.P.A. (uma) : Mg = 24 ; K = 39

Solución:

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 4

Calcule el peso equivalente del hierro (P.A. = 56) en los siguientes compuestos.

a. FeO

b. Fe2O3

Solución:

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 5

Calcule la masa de 1 Eq-g de H2 ; 5 Eq-g de Ca y 0,8 Eq-g de NaOH.

Solución:

Sabemos por ejemplos anteriores que:

PE (H2) = 1

PE (Ca) = 20

PE (NaOH) = 40

Entonces: 1 Eq-g (H2) = 1 g 5 Eq-g (Ca) = 5 x 20 = 100 g 0,8 (NaOH) = 0,8 x 40 =32 g

EQUIVALENTE GRAMO

Ejemplo 6:En un frasco de un litro de capacidad se tienen 612,5 g de acido sulfúrico y H2SO4 al 20% en masa. Dado que esta solución se emplea fundamentalmente para neutralizar bases, ¿Cuántos Eq-g del acido están presentes en el frasco? Solución:

Calculemos la masa del ácido sulfúrico (H2SO4) puro

Peso (H2SO4) = 20 % 612,5 = 122,5 gr.

Calculo del peso equivalente del H2SO4

PE (H2SO4) = 98/2 = 49

EQUIVALENTE GRAMO

El peso equivalente de los ácidos representa la cantidad capaz de producir 1 mol de protones (H+) en una ionización. Para el H2SO4 El número de equivalentes

gramos lo calculamos por regla de tres simple:

X = 122,5 / 49 = 2,5 Eq-g

EQUIVALENTE GRAMO

Del ejemplo anterior podemos deducir que si se tienen W gramos de una sustancia pura

Cuyo peso equivalente en una determinada reacción es PE, entonces el número de equivalente-gramo estará dado por:

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 7:

Calcule el peso equivalente del NaOH (M =40 uma)

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 8:Calcule el peso equivalente del Ca(OH)2 (M = 74).

PESO EQUIVALENTE

La forma práctica para calcular el peso equivalente de un hidróxido o base es:

donde: M: peso molecular del compuesto Ө: número de OH- generados en la

disociación.

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 9Calcule el peso equivalente del Al(OH)3 (peso molecular: M = 78)

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 10:Calcule el peso equivalente del HNO3 (peso molecular: M = 63), y peso equivalente de H2SO4 (M = 98) al disolver estos ácidos en el agua. Para el HNO3

PESO EQUIVALENTE

Los ácidos al ionizarse no liberan necesariamente todos los hidrógenos presentes en su composición

Para determinar el numero de hidrógenos ionizables o hidrógenos ácidos

Se debe realizar la estructura de Lewis. Para calcular el peso equivalente de ácidos.

donde: M: peso molecular del compuesto Ө: número de hidrógenos ionizables

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 11:Calcule el peso equivalente del H4SiO4 (peso molecular: M = 96)

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 12:Calcule el peso equivalente del siguiente oxido: CaO

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 13:Calcule el peso equivalente del siguiente oxido: Al2O3.

PESO EQUIVALENTE

La forma práctica para determinar el peso equivalente de los óxidos es:

Donde Ө = carga total o neta del catión.

PESO EQUIVALENTE

Ejemplo 13:Calcule el peso equivalente del siguiente oxido: Al2O3.

PESO FORMULA

El peso fórmula (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos (PA) de los elementos de la fórmula, multiplicados cada uno por el número de veces en que está presente elelemento.

Es la masa en unidades de masa atómica, uma, de una fórmula unitaria.

Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los cuales se basan, son masas relativas expresadasen uma.

PESO FORMULA

El peso fórmula (redondeado a 0.01 uma) para el hidróxido de sodio, NaOH, se determina como sigue:

El término peso molecular (PM) se emplea con el término peso fórmula cuando se hace referencia a las sustancias moleculares (no iónicas), es decir, sustancias que pueden existir como moléculas discretas.

ESTEQUIOMETRIALEYES PONDERALES

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA/MASA (LAVOISIER):

El número de átomos de cada elemento debe ser igual en ambos miembros de la ecuación.


En la reacción: 2H2+O22H2O

¿Cuántos moles de H2O se producen cuando se queman 2.72moles de H2 en un exceso de O2?

Usando la reacción del problema anterior:¿qué masa de agua se produce en la reacción de 4.16g de H2 en un exceso de O2?

2 22

2moles de aguamoles de H O (2.72moles de H ) 2.72moles de agua

2 moles de H


En la siguiente reacción: 2KClO32KCl+ 3O2

¿Cuántos moles de O2 se producen cuando se descomponen 1.76 moles de clorato de potasio?

De acuerdo a la reacción: 2Ag2O4Ag+O2

¿Cuántos moles de plata se producen cuando se descompone 1kg de óxido de plata I?


¿Cuántos moles de nitruro de magnesio se producen en la reacción de 3.82g de Mg con un exceso de N2? La reacción es: 3Mg+N2Mg3N2

Para la reacción: CO+2H2CH3OH

¿Cuántos gramos de H2 se necesitan para obtener 1kg de metanol?


La sosa caustica se produce comercialmente mediante la siguiente reacción:Na2CO3+Ca(OH)22NaOH+CaCO3

¿Cuantos gramos de NaOH se pueden obtener tratando 1Kg de Na2CO3 con Ca(OH)2 en exceso?


Reactivo Limitante y Rendimiento de la reacción: conceptos básicos.

Porcentaje de rendimiento: es el rendimiento experimental dividido por el rendimiento teórico y multiplicado por 100.

Rendimiento experimental: La cantidad de producto verdaderamente obtenido en una reacción química.

Rendimiento teórico: La cantidad máxima de producto que puede obtenerse en una reacción química.

Reactivo limitante: El reactivo que de acuerdo con la ecuación química se suministra en la proporción estequiométrica más pequeña, y es por esta razón por la cual limita la cantidad de producto que puede obtenerse en la reacción química.


El tricloruro de fosforo PCl3 es un compuesto utilizado en la fabricación de pesticidas, aditivos para la gasolina y muchos otros productos. Se obtiene por combinación directa del fósforo y del cloro.

P4(s)+6Cl2(g) 4PCl3(l)

¿Que masa de PCl3(l) se forma en la reacción de 125g de P4 con 325g de Cl2?


Cada año se producen millones de toneladas de urea, CO(NH2)2 utilizada como fertilizante. La reacción que se emplea es:

2NH3+CO2 CO(NH2)2+H2O

La mezcla habitualmente empleada para iniciar la reacción tiene una proporción molar de 3:1 de NH3:CO2

Si se forman 47.7g de urea por mol de CO2 que reacciona

a) ¿Cual es el rendimiento teórico?

b) ¿Cual es el rendimiento real?

c) ¿Cual es el rendimiento porcentual?

a)

b) 47.7g

c)


El formaldehido CH2O se prepara a partir de metanol utilizando cobre como catalizador según la siguiente reacción: CH3OH(g) CH2O(g)+ H2(g)

Si se producen 25.7g de CH2O por cada mol de metanol que reacciona ¿Cuál es el rendimiento teórico, real y porcentual?

DETERMINACION DE REACTIVO LIMITANTE


La reacción de 25g de P4 con 91.5g de Cl2 produce 104g de PCl3 ¿Cual es el rendimiento

porcentual? P4+6Cl2 4PCl3

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES (PROUST):

Dos o más elementos que se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en la misma proporción.


Compuesto molecular: son unidades discretas de materia formadas por una asociación de átomos diferentes y denominadas mas comúnmente como moléculas.

Formula empírica: es la fórmula mas sencilla que poseé un compuesto muestra los tipos de átomos diferentes y sus números relativos (la mínima proporción de un átomo presente con respecto a los demás).

Por ejemplo:

Para las siguientes sustancias, aunque son compuestos diferentes, las tres tienen la misma fórmula empíricaC2H4O2 Ácido acético

CH2O Formaldehído Formula empírica: CH2O

C6H12O6 Glucosa


Composición centesimal: es el porcentaje de masa molecular de un elemento con respecto a la masa molecular total del compuesto.

Determinar la composición centesimal del agua.

¿Cuantos moles de F hay en una muestra que contiene 75mL de halotano? La fórmula del halotano es C

2HBrClF3 y su densidad es de 1.87g/mL.


¿Cuántos gramos de C se encuentran en 75mL de halotano?

¿Cuántos mililitros de halotano contendrían 100g de Bromo?


¿Cual es la composición centesimal del halotano?


El succinato de butilo es un repelente de insectos utilizado en las casas contra hormigas. Su composición es de 62.58% de C, 9.63% de H y 27.79% de O.Su masa determinada experimentalmente es de 230g/mol. ¿Cuál es la fórmula empírica y molecular del succinato de butilo?

La formula empírica es C6H11O2, y la formula molecular es C12H22O4


La vitamina C es indispensable para la prevención del escorbuto y en dosis grandes puede ser efectiva para evitar resfriados. La combustión de una muestra de 0.2g de este compuesto formado por C, H y O, produce 0.2998g de CO2 y 0.0819g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica de la vitamina C?


El propionato de isobutilo es la sustancia que proporciona el aroma al extracto de ron. La combustión de una muestra de 1.152g de este compuesto que contiene C, H y O, produce 2.726g de CO2 y 1.116g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica del propionato de isobutilo?


Obtenga la formula empírica de un hidrocarburo cuyo análisis elemental tiene la siguiente composición: C=85.63%, H=14.37%.


Al analizar un compuesto se obtuvo la siguiente composición porcentual: 26.27% de K, 35.36% de Cr y 38.07% de O. Obtenga la formula empírica del compuesto.


Una muestra de 15g de una sal hidratada inestable Na2SO4

. xH2O, contiene 7.05g de agua. Determine la fórmula empírica de la sal.


La combustión completa de una muestra de 1.505g de tiofeno, compuesto que esta formado por C, H y S. Produce 3.149g de CO2, 0.645g de H2O y 1.146g de SO2. ¿Cuál es la formula empírica del compuesto?(asuma que todo el S pasa exclusivamente a SO2).

LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES

John Dalton utilizo la Ley de la Conservación de la Masa y la Ley de las Composiciones Definidas para elaborar sus supuestos.

Estos supuestos forman parte de su teoría atómica, la cual a su vez condujo a la predicción de la Ley de las Proporciones Múltiples.

“Si dos elementos forman mas de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos”.


Ejemplo

Considere dos óxidos de carbono: En un óxido 1000g de C se combinan con

1.333g de O En otro óxido 1000g de C se combinan con

2.667g de ODetermine las fórmulas de estos óxidos


Ejemplo

Los siguientes datos se obtuvieron para compuestos de nitrógeno e hidrógeno:

a) Determine que estos datos son consistentes con la Ley de las Proporciones Multiples.

b) Si la fórmula del compuesto B es N2H2 ¿Cuáles son las fórmulas de los compuestos A y C?


a) Se tienen 3H en el compuesto A Se tiene 2H en el compuesto B Se tienen 3H en el compuesto Cb) El compuesto B es N2H2 El compuesto A es NH3 El compuesto C es N2H4


Ejemplo

El cobre forma dos óxidos. Un óxido tiene 20% en masa de oxígeno. El segundo óxido tiene un porcentaje de oxígeno menor que el primero. ¿Cuál es el porcentaje de oxígeno probable en el segundo óxido?CuO PM= 63.536 + 16 = 79.536

20%Cu2O PM = 63.536 (2) + 16 = 143.072


Ejemplo

Sean el cloro ó nitrógeno que se combinan (por separado) con el oxígeno para dar una serie de compuestos:

La cantidad en gramos de Cl o N es la misma en todos los compuestos, y la del O varía en una relación numérica sencilla.

ECUACIONES QUIMICAS

Una reacción química es un proceso en el que un conjunto de sustancias llamadas reactivos se transforman en un nuevo conjunto de sustancias llamadas productos.

Una reacción química es el proceso mediante el cual tiene lugar una transformación química. Se manifiesta por: Cambio de color Formación de un solido Desprendimiento de un gas Desprendimiento o absorción de calor

ECUACIONES QUIMICAS

Una reacción química es un proceso en el que un conjunto de sustancias llamadas reactivos se transforman en un nuevo conjunto de sustancias llamadas productos.

Una reacción química es el proceso mediante el cual tiene lugar una transformación química. Se manifiesta por: Cambio de color Formación de un solido Desprendimiento de un gas Desprendimiento o absorción de calor

Para representar una reacción química se utiliza una ecuación química.

ESTADOS DE LA MATERIA

Los reactivos empleados en una reacción y los productos obtenidos también cuentan con un estado de la materia. Y se representan:

MÉTODO DE BALANCEO DE ECUACIONES POR TANTEO

El ajuste por tanteo significa ajustar los coeficientes estequiométrica probando valores hasta que se consigue el ajuste. Algunas estrategias a seguir son: Si un elemento aparece solamente en un

compuesto de cada lado de la reacción, intente ajustar este elemento en primer lugar.

Cada uno de los reactivos o productos aparece como elemento libre, ajústelo en ultimo lugar.

En algunas reacciones hay grupos de átomos (iones poli atómicos) que no se modifican. Ajuste los grupos como si se tratara de la unidad.

Se pueden utilizar coeficientes fraccionarios o números enteros.

MÉTODO DE BALANCEO DE ECUACIONES POR TANTEO

Ejemplo

Ajuste las siguientes ecuaciones:

BALANCEO DE ECUACIONES POR MÉTODO ALGEBRAICO

El método algebraico plantea ecuaciones para hallar los coeficientes estequeométricos.

a MnO2 + b HCl → c MnCl2 + d Cl2 + e H2O

a, b, c, d y e son los coeficientes estequeométricos a hallar.

Se plantean ecuaciones igualando el número de átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos.

Mn: a = cO: 2 a = eH: b = 2 eCl: b = 2 c + 2 d

BALANCEO DE ECUACIONES POR MÉTODO ALGEBRAICO Para resolverlos se asigna el valor 1 a uno de los coeficientes, por ejemplo a.Se tiene: 1 = a = c2 . 1 = 2 = e e =22 . 2 = 4 = b b=4Por último se despeja d y se tiene:b – 2c / 2 = d reemplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 – 2 / 2 = 1

d=1

Puede entonces plantearse la reacción:

1MnO2 + 4 HCl → 1MnCl2 + 1 Cl2 + 2 H2O

Si se verifica con el balance de los átomos se tiene:

Mn 1átomo en reactivos y productosO 2 átomos en reactivos y productosH 4 átomos en reactivos y productosCl 4 átomos en reactivos y productos

BALANCEO DE ECUACIONES POR MÉTODO ION ELECTRON (MEDIO ACIDO)

En principio se debe identificar qué especie se oxida y cuál se reduce para plantear las dos semi – reacciones. En segundo lugar se indica cuantos electrones se están perdiendo y cuántos se están ganando.

Dependiendo de cuál sea el medio se balancea la carga con H+ u OH-. Luego se realiza el balance de masa con agua.

Finalmente se balancean los electrones de manera que los que se pierdan sean igual a los que se ganan

Se halla la ecuación final sumando las dos semi – reacciones.

BALANCEO DE ECUACIONES POR MÉTODO ION ELECTRÓN (MEDIO ACIDO)

Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y sales (electrolitos)

PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN

1. Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales)


2. Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor

3. Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :


4. Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos

5. Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno


6. Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)


7. Igualar el número de e-perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto


8. Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.

Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.

Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación.


Ejemplo Dada la reacción del permanganato de potasio

con agua oxigenada en medio ácido. MnO4

- + H2O2 → Mn+2 + O2

El permanganato pasa a Mn+2 y el agua oxigenada a O2

Variación de los números de oxidaciónEl manganeso en el permanganato tiene número de oxidación +7 (x + (-2).4 = -1) y en el producto +2, es decir que ha disminuido en 5 su número de oxidación lo que implica la ganancia de 5 electrones. Esta es la reacción de reducción.5 e- + MnO4

- → Mn+2


Variación de los números de oxidación

El manganeso en el permanganato tiene número de oxidación +7 (x + (-2).4 = -1) y en el producto +2, es decir que ha disminuido en 5 su número de oxidación lo que implica la ganancia de 5 electrones. Esta es la reacción de reducción.

5 e- + MnO4- → Mn+2

El oxígeno del agua oxigenada ha pasado de -1 (número de oxidación del oxígeno en los peróxidos a 0 correspondiente al oxígeno elemental). Es decir que ha perdido un electrón por átomo de oxígeno. Esta es la reacción de oxidación.

H2O2 → 2 e- + O2


Para balancear las cargas se utiliza H+ porque el medio es ácido.

En la reacción de reducción se observa que la carga del lado de los reactivos es -6 y del lado de los productos es +2. Como se debe balancear con carga positiva se colocan los H+ del lado de los reactivos. En este caso 8 para que la carga total sea +2-

8 H+ + 5 e- + MnO4- → Mn+2

En la reacción de oxidación se tiene 0 del lado de los reactivos y -2 en los productos por lo que se balancea de ese lado con 2 H+-

H2O2 → 2 H+ + 2 e- + O2


Una vez realizado el balance de carga se realiza el de masa con agua.8 H+ + 5 e- + MnO4

- → Mn+2 + 4 H2O

H2O2 → 2 H+ + 2 e- + O2

Para igualar la cantidad de electrones es necesario multiplicar la primera semi-reacción por 2 y la segunda por 5-

2.(8 H+ + 5 e- + MnO4- → Mn+2 + 4 H2O)

5(H2O2 → 2 H+ + 2 e- + O2

Si se realiza la suma de las dos semi reacciones: .

16 H+ + 10 e- + 2 MnO4- + 5 H2O2→ 2 Mn+2 + 8 H2O + 10 H+ + 10 e- +5 O2

Simplificando se tiene:6 H+ + 2 MnO4

- + 5 H2O2 → 2 Mn+2 + 8 H2O + 5 O2

BALANCEO DE ECUACIONES POR MÉTODO ION ELECTRÓN (MEDIO ACIDO)

Si se deseara plantear la ecuación molecular, por ejemplo con ácido sulfúrico, el procedimiento sería el mismo, el anión sulfato y el potasio no intervienen en la reacción y finalmente se tendría:

3 H2SO4 + 2 KMnO4 + 5 H2O2 → 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O + K2SO4

BALANCEO DE ECUACIONES POR MÉTODO ION ELECTRÓN (MEDIO BASICO)

En general el procedimiento es el mismo, pero el balance de carga se realiza con OH-.

Si se toma la reacción del permanganato de potasio con el arsenito de potasio en medio básico:

MnO4- + AsO2

- → MnO2 + AsO4-3

Si se plantean las semirreacciones se tiene:MnO4

- → MnO2

El número de oxidación del Mn pasa de +7 a +4, es decir que gana 3 electrones.

MnO4- + 3 e - → MnO2


Al balancear con carga negativa y dado que en los reactivos la carga total negativa es 4 y en los productos es 0, se agregan 4 OH- del lado de los productos.

Se tiene entonces:MnO4

- + 3 e - → MnO2 + 4 OH-

Para balancear la masa es necesario agregar 2 H2O como reactivo

MnO4- + 3 e - + 2 H2O → MnO2 + 4 OH-

La otra semirreacción es:AsO2

- → AsO4-3

El arsénico pasa de +3 a +5, es decir que perdió 2 electrones.AsO2

- → AsO4-3 + 2 e-


La carga negativa en los reactivos es -1 y en los productos -5. Se balancea colocando 4 OH- del lado de los reactivos.

AsO2- + 4 OH- → AsO4

-3 + 2 e-

Para balancear la masa es necesario agregar agua como producto.AsO2

- + 4 OH- → AsO4-3 + 2 e- +2 H2O

Para hallar la reacción global se deben sumar las dos semirreacciones, igualando antes la cantidad de electrones perdidos y ganados.

3(AsO2- + 4 OH- → AsO3

-3+ 2 e- +2 H2O)

2(MnO4- + 3 e - + 2 H2O - → MnO2 + 4 OH-)

3 AsO2- + 12 OH- + 2 MnO4

- +4 H2O → 3 AsO4-3 +6 H2O + 2 MnO2 + 8

OH-

Ajustando y simplificando:3 AsO2

- + 2 MnO4- + 4 OH- → 3 AsO4

-3 +2 H2O + 2 MnO2

ESTEQUIOMETRIA

Documents

Transcript of ESTEQUIOMETRIA