UNIDAD II

CAM BIOS FÍSICOS Y QUÍM ICOS.

BALANCEO DE ECUACIONES

ESTEQUIOM ÉTRIa

Charallave, 2010

REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL

POLITÉCNICA

“ANTONIO JOSÉ DE SUCRE

VICE-RECTORADO “LUIS CABALLERO MEJIAS

CÁTEDRA: QUÍMICA GENERAL

INGENIERÍA MECATRÓNICA

PROF: MITZAY SÁNCHEZ

CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS. BALANCEO DE ECUACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS

Cambios físicos y químicos:

La materia, que es todo lo que nos rodea, que tiene masa y ocupa un lugar en el

espacio, es decir, que es todo lo que constituye el Universo, está formada por

diminutas partículas llamadas átomos que se agrupan formando moléculas y que está

conformado por un núcleo en donde se encuentran partículas con carga positivas

llamadas protones y partículas sin carga llamadas neutrones, en torno a este núcleo se

encuentran los electrones, que son partículas con carga negativa, ocupando un orbital

atómico de acuerdo a la energía. A su vez, la materia se presenta bajo tres estados

físicos que son sólido, líquido y gaseoso, pudiendo cambiar de un estado físico a otro

cuando se modifican las condiciones de temperatura. Por ejemplo, el agua cuando se

congela se forma un sólido (hielo), un cambio como éste, donde no se cambia una

sustancia, es decir, no se afecta su composición, se llama cambio físico, por el

contrario cuando se provocan cambios profundos que alteran la composición cuanti-

cualitativa de la sustancia, se llaman cambios químicos, como por ejemplo la

combustión de la gasolina, la electrólisis del agua, etc.

En general, los cambios de un estado de agregación a otro; son cambios físicos

y se llaman cambios de fase, ya que considera una fase como una porción de materia

de composición y estado físico uniforme y que está separada de otras fases por

fronteras definidas; el gráfico muestra los diferentes cambios de fase:

Al final de todo cambio físico la sustancia sigue siendo la misma.

Por el contrario, en un cambio químico se producen nuevas sustancias, durante

la alteración de la composición de los reactivos, se rompen los enlaces de los átomos

iniciales formando nuevos enlaces gracias a la energía de avivación.

Existen diversos tipos de cambios químicos:

a) Combinación: Es aquel donde sustancias simples reaccionan para dar una

compuesta. Ejemplo: la formación del hidróxido de calcio a partir del óxido de

calcio y agua.

CaO + H2O Ca (OH) 2

b) Descomposición: En estas reacciones sustancias complejas se desdoblan en

otras más sencillas. Ejemplo: la descomposición del clorato de potasio en

cloruro de potasio con liberación de oxígeno:

2KCLO3 3O2

c) Desplazamiento: En este proceso una sustancia químicamente mas activa, es

capaz de desplazar a otra. Ejemplo: La formación del cloruro de zinc, cuando

el zinc desplaza al hidrógeno en el ácido clorhídrico.

Zn + 2HCL Zn Cl2 + H2

d) Doble descomposición: En este proceso dos sustancias compuestas

reaccionan para formar otras dos sustancias compuestas distintas. Ejemplo:

Formación del nitrato de sodio y cloruro de plata a partir del cloruro de sodio y

el nitrato de plata.

NaCl + AgNO3 AgCl

Leyes que rigen los cambios químicos

Cuando las sustancias interactúan para formar otras, lo hacen obedeciendo a

ciertas leyes llamadas ponderales. Las cuales son:

a) Ley de conservación de la masa: esta ley fue propuesta por Antonio Lavosier en el

año 1783 aproximadamente y establece que la suma de las masas reaccionantes

es igual a la suma de las masas de los productos resultantes de la reacción.

Por ejemplo: Si se coloca cloruro potásico en un tubo de ensayo dentro de un

matraz que contiene una solución de nitrato de plata, se le determina la masa en

una balanza, luego se invierte el matraz para permitir la reacción entre los reactivos

entre los reactivos con formación de un precipitado blanco de cloruro de plata y una

solución de nitrato de potasio, se le determina la masa al matraz con estas nuevas

sustancias y resulta ser la misma.

AgNO3 + KCl AgCl + KNO3

Esta ley es importante a la hora de ajustar las ecuaciones químicas, es decir,

igualar hasta que tengan el mismo número de átomos-g cada elemento en los

reactivos y en los productos.

b) Ley de las proporciones definidas:

Fue enunciada por el científico J-L Proust en 1.779 y establece que “cuando

varios elementos se unen para formar un compuesto, las masas de las

sustancias que intervienen son fijas”.

Ejemplo:

Cu + S Cu S Cu = 63,55 = 1,98

10g 5,06g 15,06g S 32,06 Cu:2S

Cu + S Cu S sobran 2g de S

10g 7,06g 15,06g

Cu + S Cu S sobran 10g de Cu

20g 5,06g 15,06g

c) Ley de las proporciones múltiples:

Puede ocurrir que dos elementos se combinan entre sí para dar varios compuestos,

en vez de uno solo como completa la Ley de Proust, por ello, Dalton luego de varios

experimentos, en 1.808 concluyó lo siguiente: “Cuando 2 elementos se combinan

entre sí para formar dos o más compuestos, la en que se combina uno de

ellos con la masa fija del otro, guarda entre sí una reacción de números

enteros sencillos”

Ejemplo:

Compuesto Elementos Masas Proporción

C O C y O 12g 16g 12:16 6:8 3:4

C O 2 C y O 12g 32g 12:32 6:16 3:8

Considerando la proporción del oxígeno en ambos compuestos, es decir, 16 y 32,

nos indica que la proporción en que se encuentra el oxígeno es: 16:32, 8:16 ; 4:8,

2:4 1:2

Otras leyes a considerarse son:

d) Ley de los volúmenes de combinación de Gay_Lussac:

Cuando se utilizan sustancias en estado gaseoso, es necesario considerar las

condiciones de temperatura y presión a la cual se encuentra pues esto determinara

el volumen que ocupara el gas.

Gay Lussac concluyó, luego de sus trabajos con gases que “los volúmenes de

gases involucrados en un proceso químico, medidos en iguales condiciones

de temperatura y presión, guardan entre sí una relación de números enteros

sencillos”.

Ejemplo: 2H2O 2H2 + O2

Al someterla a electrósis se observa que el agua produce por cada volumen de

oxígeno, 2 volúmenes de hidrógeno.

e) Hipótesis de Avogadro:

Los trabajos de Gay Lussac no pudieron explicar satisfactoriamente sus

experiencias, ni fueron aceptados por los científicos como Dalton quien decía que

una relación de volúmenes era una relación de átomos y éstos eran indivisibles.

Para aclarar esta disputa Avogadro concluyó luego de sus trabajos, que

“volúmenes iguales de gases diferentes medidos en iguales condiciones de

temperatura y presión, contienen el mismo número de partículas”

Masa atómicas- Moleculares- Masa-Molar- El Mol

Los átomos individuales son extremadamente pequeños, por lo que se hace

difícil determinar la masa de un solo átomo de distintos elementos. Numerosos

científicos se han ocupado de la medición de las masas atómicas relativas durante

el siglo XIX y XX, escogiendo al principio al átomo de hidrógeno como unidad de

masa, luego al oxígeno, ya que reacciona con muchos elementos; pero luego en el

siglo XX, el científico estadounidense T. Richards encontró que muestras

recolectadas de diversos lugares de plomo, tenían distintas masas atómicas, esto

condujo al descubrimiento de los isótopos , luego del invento del espectrómetro de

masas, se descubrió, luego de diversos estudios que los isótopos de un mismo

elemento tienen distintas cantidades de neutrones. La cantidad de protones

existentes en el núcleo se llama número atómico (Z) y la suma de éstos con los

neutrones se llama número másico (A), es por ello que se define a los isótopos

como átomos de un mismo elemento que tienen distinto número másico pero

igual número atómico.

Entonces para determinar la masa atómica de una mezcla de isótopos es

necesario considerar la masa atómica de los isótopos individuales y el porcentaje de

cada uno en las mezclas.

Sería entonces;

A= ∑Ai x Xi A= masa atómica del elemento material

100 Ai= masa atómica de cada isótopo

Xi= porcentaje de casa isótopo en la mezcla

Ejemplo: la plata natural Ag esta constituida por una mezcla de 2 isótopos Ag107 y

Ag109, sabiendo que la abundancia de cada isótopo es de 56% y 44% respectivamente,

deduzca el peso atómico de la plata natural.

A Ag= 56 x 107 + 44 x 109 = 107,88g/at -g

100

Como son relativas, a veces, se citan sin unidades

Hoy, la unidad elegida por convenio internacional es 1/12 (un doceavo), de la masa de

un átomo de carbono 12, a esta se le llama unidad universal de masa atómica o uma.

Por ejemplo: si la masa de un átomo de litio 7 es 7,06 u, esto indica que un átomo de

litio 7 es 7,06 mas pesado que 1/12 de masa de un átomo de carbono 12.

Masas moleculares:

Cuando los se combinan para formar compuestos, algunos de sus electrones se

reordenan alrededor de los núcleos, sin embargo, la cantidad de electrones y de

núcleos es igual en los compuestos que en los elementos, los consiguientes, los pesos

moleculares de los compuestos son iguales a la suma de las masas atómicas de los

átomos que forman a la suma de las masas atómicas de los átomos que forman el

compuesto, a esto se le llama masa molecular o peso molecular. Por ejemplo: calcula

la masa molecular del CCl4

C= 1 atm x 12atm-g= 12

Cl = 4 atm x 35,5 atm-g = 142

154 u (que equivalen a 154 gramos)

El mol y masa molar

Lo anteriormente visto, es una perspectiva microscópica de las reacciones

químicas, átomos y moléculas, pero en el laboratorio y en el mundo externo, existen

cantidades enormes de estas unidades, entonces se hace necesario una visión

macroscópica de la reacciones químicas para ello se utiliza El Mol como unidad de

cantidad de sustancia, que es un conjunto de átomos, moléculas e iones de tamaño

conveniente, el usar el mol podemos contar partículas microscópicas como átomos

como átomos, moléculas e iones midiendo la masa. Un mol sería el análogo a una

docena del mayorista que contiene un número exacto de objetos, 12 un enfoque similar

se utiliza para definir el mol.

1 mol de objetos contiene el mismo número de objetos que átomos hay en

exactamente 12g de carbono 12.

Por estudio de espectrometría de masa, se encontró que la masa de un átomo

de carbono es de 1, 9926 x 10 -23 g, entonces, en 12g se determinó el número de

átomos presentes.

Nº de átomos = 12g = 6,02 x 1023

1,9926 x 10-23

Dado a que un mol nos dice el número de átomos en una muestra, se deduce

que en un mol.

Dado que un mol nos dice el número de átomos en un neutrón, se dice que un

mol de átomos de cualquier elemento, es 6,02 x 1023 átomos del elemento, igual se

aplicaría para cualquier objeto, moléculas iones, etc.

Este número por mol de 6,02 x 1023 se denomina número de Avogadro o

constante de Avogadro en honor al científico italiano Amadeus Avogadro, quien fue el

primero en diferenciar entre átomos y moléculas y su trabajo hizo posible la

determinación de una tabla de masas atómicas y en consecuencia, la masa igual a la

de la masa o peso molecular.

Así, una molécula de hidrógeno gaseoso (H2) tiene una masa molecular de 2,01

u, por lo que un mol de hidrógeno molecular tendrá una masa igual a 2,01g.

Las cantidades de sustancias expresadas en moles, gramos y cantidad de

partículas se pueden interconvertir utilizando el número de Avogadro.

Ejemplo: calcular la cantidad de átomos en 2g de N2

2g N2 x 1 mol N2 x 6,02 x1023 moléculas de N2 x 2 átomos de N

28g N2 1 mol de N2 1 molécula de N2

= 8,6 x 1023 átomos de N

Determinación de las fórmulas químicas

Muchas de las drogas y sustancias que se conocen se descubrieron al estudiar

las propiedades de compuestos provenientes de plantas y animales, una vez extraído

el compuesto activo, es necesario estudiar su estructura molecular para poderlo

sintetizar en el laboratorio.

El primer paso para identificar la estructura molecular, es determinar su fórmula

empírica y luego la fórmula molecular del compuesto.

Fórmula empírica

Esta muestra los números relativos de átomos de cada elemento presentes en el

compuesto, por ejemplo, la fórmula empírica de la gaseosa es CH2O, es decir que el

carbono, el hidrógeno y el oxígeno se encuentran en una relación de 1:2:1 y esta

proporción es independiente del tamaño de la muestra.

La fórmula empírica se determina a partir de la composición porcentual del

compuesto.

Composición porcentual de un compuesto

Esta determinación relaciona, la masa de cada elemento en la masa total de la muestra

expresada en porcentaje.

% de la masa del elemento = m del elemento x 100

M total de la muestra

Por ejemplo, determinar la composición porcentual de la glucosa C6 H12 O6 masa del

compuesto = 180 uma

% C = 12 x 6 x100 = %H = 1 x 12 x 100= %O = 6 x 16 x 101=

180 180 180

C= 40% H= 6,67 % O= 53,33%

De igual modo, partiendo de la composición porcentual, se puede determinar la

fórmula empírica

Supongamos que tenemos 100g de una muestra, entonces esta tendrá 40g de C,

6,67g de H y 53,33g de oxígeno, es decir, C = 40%, H= 6,67% , O = 53,33%, luego

siguen los siguientes pasos:

Primero se convierten en moles dividiendo estas cantidades entre las masas

molares

C H O

N = 40g = 3,3 n = 6,67g = 6,67 n= 53,33g =3,33

12g /mol 1g/mol 16 g/mol

Para convertir estas cantidades en números enteros simples, se dividen los

resultados entre el menor de ellos.

C H O

3,33 = 1 6,67 = 2 3,33 = 1

3,33 3,33 3,33

Y estos números son los que colocamos como subíndices en la fórmula CH2O

Fórmula molecular

Con la fórmula empírica obtenemos el número de cada uno de los átomos que

están presentes en la muestra, pero no nos indica el número de cada átomo presenta

en una molécula individual.

Para hallar la fórmula molecular se necesita conocer la masa molar y nos indica

cuantas fórmulas unitarias empíricas son necesarias para obtener la masa molar de un

compuesto.

Por ejemplo, es el caso de la glucosa cuya fórmula empírica es CH2O, sabiendo

que su masa molar es de 180 g/mol, determinar su fórmula molecular.

Primero es necesario hallar el número de fórmulas (N) necesarias para explicar

la masa molar y este se obtiene dividiendo la masa molar del compuesto entre la masa

molar de la fórmula empírica

F. empírica CH2O

12 + 2 (1) + 16 = 12 +2 +16 = 30g/mol

N = 160 g/mol = 6 nos indica que la f. m de la glucosa es 6 veces su f.

30g/mol empírica

6 x (CH2O) = C6 H12 O6

Ejercicios:

1. Determine el peso molecular del cloruro de bario dihidratado (BaCl2 - 2H20)

2. ¿Cuántos moles de NaHCO3 hay en 5.08 gramos de esta sustancia?

3. ¿Cuál es la masa, en gramos de 0.433 moles de C6H12O6?

4. ¿Cuál es la masa, en gramos de 6.33 moles de Na2CO3?

5. Calcule la composición centesimal del HNO3 (Ácido nítrico).

6. El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene 50,1% de

azufre y 49,9% en peso de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica?

7. Hallar la fórmula molecular del etanol, sabiendo que su composición centesimal

es H=13.04%; C=52,17%; y O=34,78%; y que su masa molecular relativa es 46.

8. La combustión de 324 mg de un compuesto ternario orgánico dio 0,528 g de

CO2 y 0,18 g de agua. Hallar la fórmula mínima y molecular del compuesto si la

masa molecular del mismo es 84.

9. Por análisis de un compuesto inorgánico se encontró la siguiente composición

centesimal: sodio (Na) 21.6%; cloro (Cl ), 33.3 % oxígeno, 45.1 % . Determine su

fórmula empírica.

10. Una substancia de peso molecular 60 tiene la siguiente composición centesimal:

C = 20% O = 26.66°/ N = 46.66% y H= 6.66%. ¿Cuál es su fórmula molecular?

Balanceo de ecuaciones químicas

Cuando se lleva a cabo un proceso químico, este se representa a través de una

ecuación química, la cual consta de 2 miembros separados por una flecha que indica el

sentido de la reacción, las sustancias colocadas antes de la flecha se llaman

reaccionantes o reactivos, y los productos son los que están después de la flecha,

además se indican los siguientes signos:

a) El estado físico de una sustancia se coloca abreviado en paréntesis s: (s),

acuoso (Ac) (disuelto en agua), Líquido (L), gas (g).

b) La letra sobre la flecha indica que la reacción requiere de calor.

c) Si uno de los productos es: un gas, se coloca una flecha hacia arriba y si es un

sólido que precipita, se indica con una flecha hacia abajo .

De igual modo, para que una ecuación sea representación cuali-cuantitativa de un

proceso químico, se deben, además de escribir correctamente todas las especies

participantes, de acuerdo a las normas de nomenclatura, el número de átomos que

reaccionan debe ser igual a los productos y así cumplir con la Ley de la conservación

de la masa.

Ejemplo de ecuación química:

Zn (s) + 2H Cl (ac) Zn Cl2 (ac) + H2 (g)

Los coeficientes representan la cantidad de moléculas o átomos que reaccionan o

se producen.

Es decir, que esta ecuación se lee: un átomo de zinc reacciona con 2 moléculas de

ac. Clorhídrico y produce una molécula de cloruro de zinc y una molécula de hidrógeno

molecular, hay que expresarla en unidades de mol para facilitar los cálculos y su

manipulación, pues la molécula es una unidad muy pequeña, se multiplica cada término

6,02 x 1023 moléculas y nos quedaría la ecuación expresada así: un mol de zinc

reacciona con 2 moles de ac. Clorhídrico y produce un mol de cloruro de zinc y un mol

de hidrógeno.

Cuando en una ecuación química el número de átomos presentes en los reactivos

no es igual a los átomos del producto, es necesario balancear la ecuación para igualar

ambos lados de ecuación de tal manera que cumple la Ley de Lavosier.

Los métodos mas comunes para balancear una ecuación son: Tanteo, algebraico y

Redox.

Tanteo:

Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.

Ley: H2O H2 + O2 no balanceada

2 H2O 2 H2 + O2 balanceada

Zn + HCl Zn Cl2 + H2 no balanceada

Zn + 2HCl Zn Cl2 + H2 balanceada

Algebraico o analítico:

Este es un método matemático que consiste en asignar literales o letras a sus

especies, crear ecuaciones en función de los átomos y resolver las ecuaciones para

hallar los coeficientes.

Ejemplo: Fes + O2 Fe2 O3 + SO2

A b c d

1. Se le asignan letras.

2. Luego se determina cuantos elementos hay en los reactivos y en los productos,

con respecto a la variable, esto se hace en cada elemento.

Fe a = 2C

S a = d

O 2b = 3c + 2d

3. Se le da un valor arbitrario a una de las letras, ej: c = 2 y se resuelven las

ecuaciones:

A = 2 . c a = 2 . 2 a = 4 c = 2

Como a = d , d = 4

B = 3 . 2 + 2 . 4 = 6 + 8 = 14 = 7 b = 7

2 2 2

4. Se le asigna a cada especie el valor encontrado

4 Fes + 7 O2 2 Fe2 O3 + 4s O2

Redox

Se conoce como reacción Redox aquella donde los números de oxidación de

algunos átomos cambias al pasar de reactivos a productivos.

Redox proviene de las palabras reducción y oxigenación. Estas reacciones se

caracterizan porque siempre hay una especie que pierde electrones (incrementando el

número de oxidación) y se dice que se óxido y otra que gana electrones (su número de

oxidación disminuye) y se dice que se reduce.

El número de oxidación representa el número de electrones que un átomo es

capaz de aceptar, ceder o compartir cuando se une con otro.

Por ejemplo:

Naº Na+1 oxidación

H2 +

H2 º reducción

Existen varios criterios a seguir para colocar el número de oxidación, entre los

cuales esta

1. Los elementos en estado elemental (sin combinarse con otro), o diatómico,

tienen estado de oxidación “0” (cero)

2. Los metales tienen número de oxidación positivo, los alcalinos (K, L, Na) tienen

nº de oxid. +1, y los alcalino téereos (be, Mg. La) tienen +2.

3. El hidrogeno tiene número de oxidación +1, cuando esta unido a un no metal y -

1 y en los hidruros.

4. El oxigeno tiene número de oxidación+2 en los peróxidos na2 O2 y con el fluor +2

(FO2)

5. Los radicales de los halógenos tienen nº de oxidación -1 ( F, Cl, Br, I).

6. La suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto es igual a

cero. Ejemplo: H2O +1 (2) - 2 = - 2 - 2 = 0

7. La suma de los estados de oxidación de los átomos en un ión, es igual a su

carga. Ejemplo: (NO)-3

+ 5 – 2 (3) = + 5 – 6 = - 1

Los principales métodos Redox son el del método del número de oxidación y el

método del ión-electrón.

Método del núcleo de oxidación:

Por ejemplo, se tiene la siguiente ecuación, no balanceada

Mg + O2 Mg O

Pasos:

1. Se determina el número de oxidación de cada elemento, según los criterios:

Mg0 + O20 Mg+2 O-2

2. Se determina el elemento que se oxida y el que se reduce y se extraen las 2

semireacciones,

Oxidación: Mgº Mg+2

Reducción: O2º O-2

Se le llama agente oxidante a la especie que se reduce y así produce la

oxidación en este caso O2º es el agente oxidante, al contrario, el agente reductor será

la especie química que favorece la reducir oxidante; en el ejemplo; Mgº

3. Luego se balancea las masa, por tanteo:

Mgº Mg+2

O2º O-2

Se determina el número de electrones ganados y perdidos, considerando las

cargas:

Mºg Mg+2 + 2e-

Nota: Los electrones perdidos en oxidación se

colocan en los productos y los electrones ganados

en la reducción en los reactivos.

4. Se igualan los electrones ganados y perdidos

2 Mgº Mg+2 + 2e- 2Mgº 2Mg+2 + 4 e-

O2º + 4 e- 2O-2 O2º + 4 e- 2O-2

5. Se suman algebraicamente ambas semireacciones para cancelar los e-

2 Mgº 2Mg+2 + 4e-

O2º + 4e- 2O -2

___________________________________

2Mgº + O2º 2 Mg+2 + 2O -2

6. Se trasladan los coeficientes a la ecuación:

2 Mgº + O2 2 MgO

Redox: Método del Ion- electrón

Este método es, en general, un poco mas largo que el anterior, sin embargo, por

ser más sistemático, es menos probable que conduzca a error. Además es útil para

balancear ecuaciones iónicas que se desarrollan en soluciones acuosas, alcalinas o

ácidas.

Ejemplo:

Balance por el método del ión electrón la siguiente ecuación que se desarrolla

en medio ácido

I2 + HNO3 HI O3 + NO + H2O

1. Se asignan los números de oxidación a cada especie

I2º + H+ N+5O3 -2 H+ I +5O3

-2 + N+2 O -2 + H2 +O-2

2. Luego se escriben las 2 semireacciones, con las especies disociadas

S.R. oxidación I 2 º I O3 -

S.R. reducción N+5O3 - N+2 O -2

3. Se balancea las masas

I 2 º 2 I O3 -

N+5O3 - N+2 O -2

4. Se colocan los electrones ganados y perdidos

I 2 º 2 I O3 -+ 10 e-

N+5O3 - + 3e N+2 O -2

5.Se igualan las cargas agrupando H+ si el medio es ácido y OH- si el medio es

alcalino, en este caso, como el medio es ácido se agregan H +

I 2 º 2 I O3 -+ 10 e- + 12 H+

0 -2 – 10 = -12

N+5O3 - + 3e +4H+ N O

-1 -3 0

Se igualan los hidrógenos agregando agua, de esta manera se igualan también los

oxígenos

I 2 + 6 H2O 2 I O3 - + 10 e- + 12 H+

NO3 - + 3 e- + 4 H+ N O + 2 H2O

Se igualan los electrones ganados y perdidos:

3 (I 2 + 6 H2O 2 I O3 - + 10 e- + 12 H+)

10 (NO3 - + 3 e- + 4 H + NO + 2 H2O )

Se suman algebraicamente ambas semireacciones

3 I 2 + 18 H2O 6 I O3 - + 30e- + 36 H+

10 NO3 - + 30 e- + 40 H +

10 N O + 20 H2O 2

3 I 2 + 10 NO3 - + 4 H+ 6 I O3 - + 10 NO + 2 H2O

Se trasladan los coeficientes y de ser necesario, se termina de balancear por

tanteo:

3 I 2 + 10 HNO3 6 HIO3 + 10NO + 2H2O

Importancia de los procesos REDOX

Los procesos REDOX son de gran importancia para los seres vivos ya que

están presentes en procesos como la fotosíntesis y la respiración.

El nivel industrial es de mucha actividad en procesos, como por ejemplo, la

reducción de minerales para la obtención de aluminio o del hierro, a veces se

aprovecha este proceso para evitar la corrosión, otras aplicaciones industriales se

harían con la finalidad de purificar y encontrar sustancias, se puede obtener cloro,

hidrógeno por procesos estadísticos.

Estequiometria- cálculos esquiométricos

Una vez que se tiene una ecuación química, representativa de una reacción

química, balanceada, se deben estudiar las cantidades con las cuales se combinan las

sustancias en una reacción química.

La Estequiometria es la rama de la química que se encarga del estudio de las

reacciones de masa (m), volumen (v) y cantidad de sustancia (n) que se establecen

entre las especies químicas que participan en un proceso químico.

Los coeficientes esquiométricos son los que dan la proporción en la que

reaccionan reactivos y la proporción en que se obtienen los productos dadas en moles,

ésta proporción se llama relación esquiométrica y, de acuerdo con la Ley de Proust es

constante para una determinada reacción al conocer esta relación se puede calcular

cuanto de uno o mas productos se puede obtener de una cantidad de reactivo o a la

inversa, si se requiere cierta cantidad de producto, de que cantidad de reactivo se debe

partir.

Por ejemplo: para la síntesis de amoníaco

3H2 + N2 2NH3

La relación esquiométrica nos dice que 3 moles de hidrogeno con un mol de

nitrógeno para formar 2 moles de amoníaco.

Reactivo Limitante

Cuando reaccionan los reactivos, en un proceso químico, puede haber un reactivo que

se consume totalmente o se agota y otro u otros que quedan en exceso. El reactivo que

se consume totalmente, se llama Reactivo Limitante, ya que es el que determina el fin

de la reacción. El reactivo que no se agota durante el curso de la reacción, se llama

reactivo en exceso.

Los cálculos esquiométricos se realizan a partir del reactivo limitante.

Ejemplo: De acuerdo a la siguiente reacción, calcule la masa de Cu formada si se

ponen a reaccionar 20g de amoníaco con 150g de CuO

2NH3 + 3CuO N2 + 3H2O + 3Cu

2 mol 3 mol 1 mol 3 moles 3 moles

2 x 17 3 x 79.5 2X13 3X19 3 x 63.5

34 g 238 g 190,5 g

Datos 20g 150g m = ?

Para determinar el reactivo limitante se procede así:

g Cu 20g NH3 x 238g CuO = 140g CuO

34g NH3

g NH3 150g CuO x 34g NH3 = 21,43g de NH3

238g CuO

Se necesitan 140g de CuO y se cuenta con 150g, por lo tanto está en exceso, al

contrario que se necesitarían 21,43g de amoniaco para que reaccionaran los 150g de

CuO, y solo hay 20g por lo que este es el reactivo limitante.

Pureza de una muestra

Es prácticamente imposible tener una sustancia que sea absolutamente pura,

aun los mejores reactivos tienen impurezas. Los reactivos que se venden

comercialmente deben tener identificadas las impurezas que contienen y en que

cantidad. Esta pureza se expresa en porcentaje y es necesario considerarla a la hora

de realizar cálculos esquiométricos.

Por ejemplo, si en el caso anterior el NH3 se encuentra a un 95% de pureza, es

necesario determinar los gramos puros de la muestra primero.

g puros Cu = 20g imp CuO x 95g puros

100g imp

g CuO = 19-g y este valor es el que vamos a utilizar en los cálculos.

Rendimiento de reacción

En el laboratorio además de ser casi imposible contar con una muestra 100%

pura, también es imposible que e la práctica en una reacción se obtenga el total del

producto calculado teóricamente a partir de la relación esquiométrica.

Esto sucede, entre otras causas por= que se desconoce la pureza del reactivo, o

porque, además del producto que nos interesa, por reacciones colaterales, se forman

otros productos minoritarios y además pueden haber errores humanos al trabajar con

las muestras, errores al pesar, derrame de las sustancias, fuga de gases, etc. Todo

esto implica pérdida de algo del producto.

El rendimiento se indica como porcentaje y relaciona el rendimiento práctico o

experimental (realmente obtenido) con el total calculado teóricamente a partir del

reactivo limitante.

% rend = Rend. Práctico x 100

Rend. Teórico

Un ejemplo de aplicación sería

Se hacen reaccionar 15g de material con 12,5d de de monóxido de carbono al 80% de

pureza que masa se espera se forme de ácido acético y si realmente se obtienen 19.1g

del ácido, cual será el rendimiento de la reacción.

CH3OH + CO CH3 COOH

Sus masas moleculares son: CH3OH = 32 , CO = 23 y CH3 COOH = 60

1. El primer paso es calcular la pureza del CO y puros CO =

12,5 imp x 80g puros = 10 g puros

100g imp

2. Luego determinar el reactivo limitante

CH3 OH + CO CH3COOH

1 mol 1ml 1 ml

1 x 3 2 g/ml 1 x 28 g/ml 1 x 60 g/ml

15g 10g m= ?

g CO = 15 g CH3OH x 28g CO = 13,125g CO

32g CH3OH

g CH3OH= 10g CO x 32g CH3 OH = 11,429g de CH3 OH

28g CO

g CH3 COOH = 10g CO x 1 mol CO x 1 mol CH3COOH x 60g CH3 COOH

28g CO 1 mol CO 1 mol

g CH3 COOH = 21,43g

% Rend = 19,1 g x 100 = 89,13%

21,43g

El reactivo limitante se puede determinar también con la relación mol a mol

N CH3OH = 15g CH3 O 1 mol CH3 OH = 0,36 moles CH3 OH

32g

N CO = 10g x 1 = 0,36 moles de CO

28

Luego, según la reacción;

NCH3 = 0,36 moles CO x 1 mol CH3OH = 0,36 moles de OH

1 mol de CO

NCO= 0,47 mol CH3 x 1 mol CO = 0,47 moles de CO

1 mol CH3OH

Como se necesitan 0,47 moles de CO y se tienen 0,36 este es el RL

Ejercicios propuestos:

Estequiometria:

1-Calcule la cantidad, en gamos de PbBr2 que se producirá al hacer reaccionar 37, 08 g de NaBr con

suficiente cantidad de Pb(NO3)2, según la reacción:

NaBr + Pb(NO3)2 PbBr2 + NaNO3

Masas moleculares (g/ mol): NaBr = 103; PbBr2 = 367

2-La combustión de la gasolina se puede representar mediante la ecuación:

C8H18 + O2 CO2 + H2O

Calcular: a) Mol de O2 que se consumen al quemar completamente 10 Mol de C8H18. b) Masa de CO2 que se produce cuando 100 g de C8H18 sufren combustión completa.

Masas moleculares (g/ mol): CO2 = 44 C8H18 = 114 R: 125 Mol - 308,77 g

3-Se mezclan 20,4 g de Amoniaco (NH3) con 38.4 g de O2. Ambos compuestos reaccionan de acuerdo con la siguiente ecuación: NH3 + O2 N2 + H2O

Determine: a) Reactivo en exceso y en qué cantidad. b) Masa máxima de N2 que se forma.

c) Masa máxima de H2O que se forma. Masas moleculares (g/ mol): NH3 = 17 O2 = 32 N2 = 28 H2O = 18 R: 0,96 g de O2

- 1,68 g - 3,24 g

4-Se tiene una muestra que tiene una masa de 48 g y está constituida por óxido férrico y carbono. Se

sabe que dicha muestra contiene 8% en masa de carbono y que al someterla a calentamiento el Fe2O3 y el C reaccionan de acuerdo a la siguiente reacción:

Fe2O3 + C Fe + CO2 Determinar la cantidad máxima (en gamos) de Fe que se forma.

Masa molecular del Fe2O3 = 160 g/ mol R: 23.89 g

5-La reducción del Cr2O3 procede cuantitativamente según la siguiente reacción:

Al(S) + Cr2O3 (S) Al2O3 (S) + Cr(S)

Si partimos de 40 g de una muestra constituida por Cr2O3, Al y materia inerte, la cual contiene 38% en

masa de Cr2O3 y 28,25% en masa de materia inerte. Calcule la masa máxima que se puede formar de Cr. Masas moleculares (g/ mol): Cr2O3 = 152; Al = 27; Cr = 52

R: 10,40 g

6-¿Qué masas de C y SO2 se necesitan hacer reaccionar para que al finalizar la reacción se hayan

formado 4,25 Mol de productos (CS2 y CO) y quede un exceso de 0,20 Mol de SO2? C + SO2 CS2 + CO

Masas moleculares (g/ mol): SO2 = 64; C = 12 R: 51 g de C - 121,6 g de

SO2

7-¿Cuántos gamos de oxido cúprico (CuO) se forman a partir del oxigeno que se libera cuando se descomponen 160 g de oxido de plata (Ag2O)? Masas moleculares (g/ mol): Ag2O = 232; CuO =

80 R: 55,17 g

1) 2Ag2O 4Ag + O2 2) 2Cu + O2 2CuO

8-¿Cuántos gramos de Aluminio deben ser tratados con un exceso de H2SO4 a fin de obtener el hidrógeno

suficiente para reducir 100 g de CuO a Cu metálico. Masas moleculares (g/ mol): CuO = 79,5; Al = 27 R: 22,64 g

1) 2Al + 3H2SO4 Al2(SO4) + 3H2 2) CuO + H2 Cu + H2O

9-A temperaturas elevadas el oxido de plata (Ag2O) se descompone completamente en plata metálica y oxigeno gaseoso. Una muestra impura de 1,60 g de óxido de plata produce 72,1 mL de O2 medidos en

condiciones normales. ¿Cuál es el % de Ag2O en la muestra? Masa molecular del Ag2O = 232 g/mol. 2Ag2O 4Ag + O2 R: 93,13%

10- Una moneda de plata que tiene una masa de 5,82 g se disuelve en ácido nítrico. Cuando se añade

cloruro de sodio a la solución, toda la plata precipita como cloruro de plata. El cloruro de plata precipitado tiene una masa de 7,2 g Determinar el porcentaje de plata en la moneda.

Masas atómicas y moleculares (g/ mol): Ag = 108; AgCl = 143,5 R: 93,13%

1) 2Ag2 + HNO3 2AgNO3 + H2 2) 2AgNO 3 +NaCl AgCl + NaNO3

11-Un estudiante en el Laboratorio de Química orgánica prepara bromuro de etilo (C2H5Br) haciendo

reaccionar alcohol etílico (C2H5OH) con tribromuro de fósforo (PBr3), de acuerdo a la siguiente reacción:

Se le dice que haga reaccionar 24 g de alcohol etílico con 59 g de tribromuro de fósforo. (a) Cuál es el rendimiento teórico de C2H5Br. (b) Si el estudiante realmente obtiene 36 gramos de C2H5Br, Cual es el

porcentaje de rendimiento. Masas moleculares en g/mol: C2H5OH = 46 PBr3 = 271 C2H5Br = 109 R:

56,87 g, 63,30 g

12- El cloruro de amonio es un subproducto del proceso Solvay (síntesis de amoniaco), y de dicha

sustancia se recupera el amoniaco según la reacción: CaO + 2 NH4Cl CaCl2 + 2 NH3(g) + H2O

¿Qué volumen de amoniaco gaseoso, medido en c.n., se puede obtener a partir de 43,8 g de cloruro

amónico?. Sol. 18,3 L NH3 (g) en c.n.

13-Un globo meteorológico se llena con hidrógeno procedente de la reacción: CaH2 + 2 H2O Ca(OH)2 +2H2

a) ¿ Cuántos gramos de hidruro de calcio harán falta para producir 250 litros de hidrógeno medidos en c.n.? Sol: 412,95 g

14 -Por acción del calor, el bicarbonato amónico se descompone en amoniaco, dióxido de carbono y agua. Se ha partido de 15 gramos de bicarbonato amónico y se ha obtenido un volumen de 3,71 dm3 de

dióxido de carbono, medidos en c.n.. Calcúlese la pureza del bicarbonato amónico. Pista: calcula los gramos de bicarbonato puros necesarios para obtener el dióxido de carbono.

Sol. 87’2 %; Reacción: NH4HCO3 NH3 + CO2 + H2O

15-Supongase que 25g de nitrógeno gaseoso y 5g de hidrogeno gaseoso se mezclan y se hacen

reaccionar para formar amoniaco (NH3) ¿Quién es el reactivo limitante y cuantos gramos de amoniaco se producen?

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

3352352 POHBrHCPBrOHHC

Oxido reducción Balacee por el método del ión –electrón las siguientes ecuaciones:

1. I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2

2. Cl2 + KOH KClO3 + KCl + H2O

3. H2SO3 + HNO2 H2SO4 + NO + H2O

4. KMnO4 + HCl KCl + Cl2 + MnCl2 + H2O

5. CuS + HNO3 CuSO4 + NO + H2O

6. CdS + I2 + HCl HI + S + CdCl2

7. Na2C2O4 + KMnO4 + HC l CO2 + KCl +NaC l + MnC l2 + H2O

8. K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + C l2 + H2O

9. MnO + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

10. FeCl2 + H2O2 + HCl FeCl3 + H2O

11. KMnO4 + KCl + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + Cl2 + H2O

12. H2O2 + KMnO4 + HCl MnCl2 + H2O + O2 + KCl

13. N2H4 + Cu(OH)2 N2 + Cu + H2O

14. V + H2O HV6O17-3 + H2

15. Cl2 C lO4- + Cl - + H2O

16. MnO2 + KOH + KClO3 KMnO4 + H2O + KCl

17. P4 + OH- + H2O H2PO2- + PH3

18. KOCl + KOH + Sb2O3 KSbO3 + KCl + H2O

19. Bi2O3 + NaOH +NaOCl NaBiO3 + NaCl + H2O

20. Zn + NO3- + H+ Zn+2 + NH4

+ + H2O

21. Fe+2 + NO3- Fe+3 + NO

22. MnO4- + I- + H2O MnO2 + I2 + OH-

23. Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

24. KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O.

SÍMBOLOS, RADICALES Y ESTADOS DE OXIDACIÓN

METALES NO METALES RADICALES

Nombres Símbolos Nro. oxi . Nombres Símbolos Nro. oxi . Nombres Fórmulas

Lit io

Sodio Potasio

Rubidio

Cesio Francio

Plata Beri l io

Magnesio Calcio

Estroncio

Bario Radio

Zinc Cadmio

Polonio

Cromo Manganeso

Hierro Cobalto

Níquel Palad io

Plat ino

Estaño Plomo

Cobre Mercurio

Oro

Aluminio

Li

Na K

Rb

Cs Fr

Ag Be

Mg Ca

Sr

Ba Ra

Zn Cd

Po

Cr Mn

Fe Co

Ni Pd

Pt

Sn Pb

Cu Hg

Au

Al

1

1 1

1

1 1

1 2

2 2

2

2 2

2 2

2

2,3,6 2,3,4,6,7

2,3 2,3

2,3 2

2,4

2,4 2,4

1,2 1,2

1,3

3

Boro

Carbono Si l ic io

Ni trógeno

Fósforo Arsénico

Ant imonio Bismuto

Oxígeno Azufre

Selenio

Te luro Hidrógeno

Flúor Cloro

Bromo

Iodo Astato

Hel io Neón

Argón Kriptón

Xenón

Radón

B

C Si

N

P As

Sb Bi

O S

Se

Te H

F Cl

Br

I At

He Ne

Ar Kr

Xe

Rn

3

2,4 4

2,3,4,5

3,5 3,5

3,5 3,5

2 2,4,6

2,4,6

2,4,6 1

1 1,3,5,7

1,3,5,7

1,3,5,7 1,3,5

0 0

0 0

0

0

Amonio

Oxidr i lo

Cloruro

Bromuro

Ioduro

Fluoruro

Cianuro

Sul furo

Carbonato

Nitr i to

Ni trato

Hipoclor i to

Clor ito

Clorato

Perclorato

Hiposul f i to

Sul f i to

Sul fato

Fosfito

Fosfato

Permanganato

Dicromato

Cromato

NH4+

OH-

Cl-

Br -

I-

F-

CN-

S=

CO3=

NO2-

NO3-

ClO-

ClO 2-

ClO3-

ClO4-

SO2=

SO3=

SO4=

PO3-3

PO4-3

MnO4-

Cr2O7=

CrO4=

OTROS RADICALES

Cromito CrO2- Sul foc ianuro CNS-

Borato BO3-3 Ferr icianuro Fe(CN)6

-3

Tiosul fato S2O3= Pirofosfato P2O7

-3

Hiposul fato S2O4= Arsenito AsO3

-3

Pirosul fato S2O7= Arseniato AsO4 -3

Persulfato S2O8= Piroarseniato As2O7

-3

Vanadato VO3- Urani lo UO++

Aluminato AlO2- Vanadi lo VO++

Cincato ZnO2- Oxalato C2O4

=

Manganato MnO4= Amina NH2

-

NOTA: la carga que posee el radica l corresponde a su número de oxidación.

B I B L I O G R A F I A

Barrow, G. ( 1 975 ) Química General (2da Ed. ) Edi tor ia l Reverté, S. A.: Barcelona.

Cotton, F. Wi lkinson, G. ( 1 978 ) Fundamentos de Química Inorgánica. ( 1ra. Ed. )

Editor ia l Limusa: México.

Mahan, B ( 1 976 ) Curso de Química Universitar ia . ( 4ta. Ed. ) Fondo Educat ivo

Interamericano: Bogotá.

Masterton y otros. ( 1 984 ) . Química Genera l Super ior . ( 5ta. Ed. ) . Fondo Educat ivo Interamericano: México.

Sienko, M. P lane, R. ( 1 970) Química Teórica y Descr ipt iva. (2da. Ed ) Ediciones Agui lar, S. A.: Madrid.