Las reacciones químicas y la estequiometría en general

2013

LAS REACCIONES QUÍMICAS Y LA ESTEQUIOMETRÍA EN GENERAL
( 2ª unidad temática del curso de Química II )

1.- Distinguir, reacción química de ecuación
química y representarla con sus números y
símbolos.
2.- Caracterizar y ejemplificar los tipos de
reacciones químicas inorgánicas.
3.- Expresar y aplicar las Unidades, Leyes y
Cálculos que se aplican en Estequiometría
4.-Procedimentar los 4 métodos de Balanceo
para las ecuaciones químicas, mediante
ejemplos.
.

QUÍM FCO ARTURO WONG PIÑA

[Escribir el nombre de la compañía]
01/01/2013

1

LAS REACCIONES QUÍMICAS Y LA ESTEQUIOMETRÍA EN GENERAL
( 2ª unidad temática del curso de Química II )

1. Distinguir, reacción química de ecuación química y representarla con
números y símbolos.
2. Caracterizar y ejemplificar los tipos de reacciones químicas inorgánicas.
3. Expresar y aplicar las Unidades, Leyes y Cálculos que se aplican en Estequiometría
4. Procedimentar los 4 métodos de Balanceo para las ecuaciones químicas, mediante
ejemplos.

QuímWong

QuímWong

2

黄

黄

1.1.- Conceptualiza, reacción Química y ecuación química con sus números y símbolos
1.- Qué es una REACCION QUÍMICA.- Es el cambio estructural y energético en una ó más sustancias
llamadas reactivos ó reactantes, que al interactúar generan sustancias de propiedades diferentes
llamadas productos.
REACTIVO energía PRODUCTO(S)

REACTIVO + REACTIVO Energía

PRODUCTO(S)

1.1.- ¿ Cambios que ocurren cuando sucede una reacción química ?
1) Se rompen los enlaces interatómicos iónicos y covalentes de los reactivos, para que se construyan
los enlaces de la estructura de los productos.
2) Cambia el contenido de energía, (ó entalpía) entre las sustancias reactivas y los productos.
3) Cambia el orden de estructuración de los elementos . En los reactivos se ordenan de una manera
y en la de los productos de otra manera.
4) Cambian las propiedades físico químicas al pasar de Reactivos a Productos. cambian los puntos
de fusión , solidificación y ebullición , la densidad, color, olor, sabor, estado de agregación
molecular, toxicidad, etc.
Ejemplo en el cambio de propiedades: El reactivo “cloro”, es un gas verde muy tóxico y el “sodio”
es muy reactivo a la piel, pero enlazados, como compuesto NaCl sal de cocina ésta no presenta
ninguna toxicidad y tiene sus propiedades fisicoquímicas muy características.
1.2.- ¿






Algunas evidencias que comprueben que ocurrió una reacción química ?
La formación de precipitados,
el desprendimiento de gases ,
el cambio de temperatura de las sustancias,
la absorción o emisión de energía en forma de calor, luz, electricidad,
Cambios físico químicos en los puntos de fusión, ebullición, solidificación, color, textura , etc…

2.- ¿ Qué es una ECUACION QUÍMICA? Es la Representación gráfica de una reacción química, que contiene
la información del cambio cualitativo y cuantitativo de las sustancias, de acuerdo a las leyes
estequiométricas. (leyes de las cantidades de sustancias de la reacción química).

2.1.- Números y símbolos en LA ECUACION QUIMICA y su significado ?
REACTIVOS O REACTANTES
2 Al(OH)3

+

3 H2SO4

PRODUCTOS
( dá )

Al2(SO4)3

+

6 H2O

Subíndice del elemento
3 radicales Sulfato (SO4)-2
Coeficiente molecular o molar ( número grande)
Reacciona con
Subíndice del radical o ión. Indicando 3(OH)- = Tres Oxhidrilos: (OH)-,(OH)-,(OH)QuímWong

3

黄

 El coeficiente molecular o MOLAR.- Indica el número de moléculas o bien de moles de sustancia.
La ecuación del ejemplo tiene 2 moléculas ó moles de hidróxido de aluminio, 3 de ácido sulfúrico,
una de sulfato de aluminio y 6 de agua.
 Subíndice del elemento.- Indica número de átomos de cada elemento.
Por ejemplo en el H2SO4 hay 2 átomos de Hidrógeno, un átomo de azufre y 4 átomos de oxígeno.
 Subíndice del radical o ión.- Indica el número de radicales ó iones de la fórmula. Así el Sulfato de
Aluminio; Al 2 (SO4)3 tiene 3 radicales ó iones sulfato (SO4)-2 que se indica como subíndice del
.
paréntesis Lo que dá un total de 3x4=12 átomos de oxígeno y 3x1=3 átomo de azufre .
Cómo determinar la cantidad de Átomos de cada elemento de la fórmula de una
molécula. Por ejemplo de la molécula de la sal Sulfato de Aluminio, Al2 (SO4) 3
Al2 ( SO4 )

3

Al2 ( SO4 )

3x4=12 átomos de Oxígeno

Al2 ( SO4 )

3

3x1=3 átomos de Azufre

y

3

2= 2 átomos de Aluminio

2.3.- Símbolos de la Ecuación química:
.
La flecha horizontal
indica el sentido de la reacción.
“ da “ ó produce.
HCl(aq) + NaOH(aq)
NaCl + H2O

.

v1
V2

Reacción reversible, los productos se forman a la velocidad v1 son poco estables y a la
velocidad (v2) regresan al
estado de reactivos.
Y si V1 = V2 Hay Equilibrio

ó c.c.
Aplicar electricidad o corriente
continua.(de Pila)

.

Indica desprendimiento . de
gas, Ejemplo CO2 , H2 , O2

(aq)
Indica soluto disuelto en agua.
NaCl(aq) Cloruro de sodio en agua

Indica sólido que se precipita.
pp=precipitado de algún color
K2CrO4(aq) + Ba(NO3)2(aq)
BaCrO4 café + KNO3(aq)
λ ó hv
Reacciona con la
Energía luminosa o Luz
H2 + Cl2
hv
2HCl
(g) = gas . Ej: CO2(g)
(l) = líquído.Ej: H2O(l)
(s) = Sólido. Ej: CaSO4 (s)

∆

Calentar los reactivos

Pt
Indica que la Reacción es catalizada con platino
2H2O2
MnO2
2H2 + 2O2
Catalizada con MnO2
Investigar otros símbolos

2.4.- Requisito de la ecuación química BALANCEADA y un ejemplo con su comprobación.
Que el número de átomos de cada elemento de los reactivos sea igual al número de átomos de
cada elemento de los productos. Éste balanceo se logra con la anotación de los coeficientes
determinados mediante algún método.
REACTIVOS O REACTANTES
2 Al(OH)3
+ 3 H2SO4
COMPROBACIÓN:

2 átomos de Aluminio
 18 átomos de Oxígeno
 12 átomos de Hidrógeno
 3 átomos de Azufre


PRODUCTOS
Al2(SO4)3
=
=
=
=

+

6 H2O

2 átomos de aluminio
18 átomos de Oxígeno
12 átomos de Hidrógeno
3 átomos de Azufre
Ecuación Balanceada

COEFICIENTES DE LA ECUACIÓN ANTERIOR: 2, 3, 1 Y 6
QuímWong

4

黄

 ¿ Qué Métodos conoces para determinar los coeficientes que balancean las
ecuaciones químicas ?

1).- El método de tanteo. 2).- El método algebraico. 3).- El método Red-Ox.
4).- El método de Ion-Electrón.
Trabajo: Investigar y explicar un problema resuelto de c/método.
1.2.- Clasifica y ejemplifica 13 tipos de reacciones químicas.

.

CLASIFICACIÓN:
1.- De síntesis o unificación:
A +B
AB
2.- De adición.
AB+C
ABC
3.- De análisis o descomposición:
AB
A +B
4.- De simple sustitución o desplazamiento: AB + C
AC + B …... (o también A + BC )
5.- De doble sustitución o intercambio:
AB + CD
AD + BC
6.- De análisis o descomposición
AB
A +B
7.- Termodinámicas:
Espontáneas o Exergónicas.- Reacciónes químicas donde la variación de la energía
libre de Gibbs, ∆G , es negativa. Esto nos indica la dirección que la reacción seguirá.
A temperatura y presión, constantes una reacción exergónica se define con la
condición: ∆G =  0 Reacción química que libera energía en forma de calor, luz, etc
No espontáneas o Endergónicas.- Tamb i é n l l a madas reacciones desfavorables, se
caracterizan porque e l i n c r e mento de su energía libre de Gibbs es positivo bajo
condiciones de temperatura y presión constantes, esto quiere decir que el
incremento en la energía libre de Gibbs estándar debe ser positivo: ∆G =  0 Reacción
química que absorve energía en forma de calor, luz, etc
 Si G  0, el proceso será espontáneo.
 Si G  0, el proceso será no espontáneo.
 Si G = 0, el sistema estará en equilibrio.
08.- Reacciones de Óxido-reducción
09.- Reacciones de Conmutación o Comproporción
10.- Reacciones de Dismutación o Disproporción
11.- Reacciones reversibles o en equilibrio e Irreversibles o totales
12.- Reacciones químicas iónicas o en disolución: En ellas se clasifican las siguientes:





Las Reacciones ácido-base o de intercambio de protones.
Las Reacciones de Óxido-reducción (o de intercambio de electrones),
Las Reacciones de Precipitación y
Las Reacciones de complejación (o de Intercambio de ligandos ) .
QuímWong

5

黄

13.- Reacciones de combustión: Hidrocarburo + O2

∆

H2O + CO2

14.- Reacciones químicas orgánicas:
Rxs de adición
Rxs Homolíticas
Rxs No concertadas
o en etapas

Rxs de sustitución
Rxs Hetroliíticas
Rxs Concertadas o
simultáneas

Rxs de eliminación
Rxs de Coligación
Rxs
Helectrofílicas
aceptoras de electrones
(o de los Ác. de Lewis)

Rxs de transposición
Rxs de Coordinación
Rxs Nucleofílicas o
dadoras de electrones
(o de las bases de Lewis)

1.- REACCION DE SINTESIS.- Combinación de dos elementos que produce un compuesto.
Expresión matemática. Ecuación: A + B
AB
1.1.-

METAL
2 Mg
2 Fe
+

4 Fe

+
+
+
3 O2

OXIGENO
O2
O2

OXIDO BASICO
2 MgO óxido de magnesio
2 FeO óxido ferroso ó de Fe II
2 Fe2O3 óxido férrico ó de fierro III

∆

1.2.- NO METAL + OXIGENO
S
S8
2Cl2
P4

+
+
+
+

1.3.- METAL
.
2 Na (s) +
Fe
+
1.4.1.5.-

HIDRÓGENO
H2
HIDRÓGENO
H2

.

ÓXIDO ACIDO (o bien Anhídrido)

O2
8 O2
O2
5 O2

∆

SO2
8 SO2
2 Cl2O
P4O10

flama azul

Anhídrido sulfuroso
Anhídrido Hipocloroso
Anh. Fosfórico = P2O5

HALÓGENO (VIIA)
SAL SIMPLE (binaria) o haloidea
ó elemento del VI A
Cl2 (g)
2 NaCl (s) Cloruro de sodio ó sal de cocina
S
FeS sulfuro ferroso
NO METAL
S
METAL
Li

+
+
+

HIDRÁCIDO
H 2S Ácido sulfhídrico
HIDRURO
HLi Hidruro de Litio

2.- REACCIÓN DE ADICIÓN.- Combinación de dos compuestos o de un elemento con un
compuesto para producir solamente un compuesto.
COMPUESTO + COMPUESTO
O de:

COMPUESTO

ELEMENTO

COMPUESTO

OXIDO BASICO
MgO
+
CaO
+
CuO
+

+ COMPUESTO

AGUA
H 2O
H 2O
H 2O

HIDRÓXIDO
Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio
Ca(OH)2 Hidróxido de calcio
Cu(OH)2 Hiróxido cúprico ó de Cu II
QuímWong

6

黄

OXIDO ACIDO
( Anhídrido)
CO2
+
SO2
+

AGUA
H2O
H2O

OXIDO BASICO
CaO
óxido de calcio

OXIACIDO
H2CO3 ácido carbónico
H2SO3 ácido sulfuroso

OXIDO ACIDO
+

OXISAL

CO2
anhídrido carbónico

FeO
+
Óxido ferroso ó de fierro II

CaCO3
Carbonato de calcio

SO2

FeSO3
Sulfito ferroso ó de Fe II

3.- REACCION DE ANÁLISIS O DE DESCOMPOSICIÓN.Reacción que divide, fracciona, desdobla o descompone un compuesto mediante energía para
producir dos o más sustancias, que son distintas en propiedades físicas y químicas.
3.1.-

COMPUESTO

Energía

COMPUESTO

COMPUESTO

CaCO3
horno ∆
CaO
+
CO2
1n de Carbonato de calcio 1n de óxido de calcio (cal)
1n de Anhídrido carbónico
( presente en piedras blancas)
NH4Cl
∆
NH3
+
HCl
1n de Cloruro de amonio
1n de Amoniaco 1n de Ácido clorhídrico
2 KHCO3
∆
K2CO3
+
H 2O
+
CO2
2n de Bicarbonato de potasio

1n de carbonato de potasio

Mg(OH)2
∆
1 n de Hidróxido de magnesio
3.2.-

COMPUESTO

1n de Agua

MgO
+
H2O
1n óxido de magnesio 1n Agua
Energía

COMPUESTO

2 KClO3
∆
2KCl
+
2n de Clorato de potasio
2n de Cloruro de potasio
3.3.- COMPUESTO

1n de CO2

Energía

ELEMENTO

ELEMENTO
3 O2
3n de gas oxígeno

ELEMENTO

2 HgO
∆
2 Hg
+
2n de Óxido mercúrico ó de Hg II
2n de mercurio
2 H2O
c.c.
H2 + O2

O2
1 mol de oxígeno

MgCl2
c.c.
Mg+2 + Cl2
Cloruro de magnesio al cátodo
al ánodo
Na2SO4
Na + + (SO)42c.c.
.
cationes de sodio y aniones de sulfato disueltos en agua
4.- REACCIONES DE SIMPLE SUSTITUCIÓN o de desplazamiento.
QuímWong

7

黄

Reacción de liberación. Un elemento reacciona con un compuesto liberándole a uno de sus
elementos, que lo remplaza para formar un compuesto de propiedades fisicoquímicas
diferentes.
ELEMENTO
. A
Anita

+

COMPUESTO
BC
Beto y Camelia

COMPUESTO
AB
Anita y Beto

+

COMPUESTO
C
Camelia sustituida

Se indican tres tipos de reacciones de simple sustitución, enseguida:
4.1.- El Metal sustituye al Hidrógeno de sus compuestos
4.2.- En una reacción química el Metal más electropositivo, sustituye al menos electropositivo de sus compuestos

.

4.3.- El Halógeno más activo substituye a los menos activos de los compuestos.
 El Halógeno sustituye al Metal de los Hidróxidos
 Los Halógenos sustituyen al hidrógeno del agua
 El Halógeno de un hidrácido sustituye al ion Carbonato de sus compuestos
4.1.- El Metal sustituye al Hidrógeno de los ácidos. Ejemplos:
METAL +

ÁCIDO

SAL

+

Gas de HIDRÓGENO

Zn
+ 2 HCl
ZnCl2
+
H2
.
1n de Zic
2n ác. Clorhídrico 1n cloruro de Zinc 1n de gas hidrógeno=22.4Lts
El Metal sustituye al Hidrógeno de los ácidos.
Mg
+ H2SO4
MgSO4
+
H2 1n gas Hidrógeno (22.4Lts)
1n de magnesio 1n de Ácido sulfúrico 1n de sulfato de magnesio
.
2Fe
+ 6 HCl
2 FeCl3
+ 3 H2
2n Fierro 6n Ác. Clorhídrico
2n Cloruro férrico 3n gas Hidrógeno= 3x22.4 Lts=67.2 Lt
2Fe
+ 3 H2 O
Fe 2O3 + 3H2
2n Fierro 3 n Agua
1n de Óxido férrico 3n de gas Hidrógeno=3x22.4 Lts=67.2 Lt
4.2.- En una reacción el Metal más electropositivo, sustituye al menos electropositivo de sus
compuestos ( Ver la serie electromotríz)
Lámina de Zn
Más electropositivos
Menos electropositivos
K Na Ca Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Au
Metal más electro
positivo
Zn°
1n Zinc

+

OXISAL “A”

CuSO4
1n Sulfato Cúprico

OXISAL “B”

ZnSO4 +
1n Sulfato de Zinc

Metal menos
electropositivo
.

…
…

Cu°
1n Cobre elemental

...

….

El Zn sustituye al cobre de la solución de CuSO4 (aq)
QuímWong

8

黄

4.3.- El halógeno más activo substituye a los menos activos de los compuestos.
HALOGENO
Cl2

+
+

SAL HALOIDEA “A”
Mg I2

SAL HALOIDEA “B”
MgCl2

+ HALÓGENO
+
I2

1 mol de cloro elemental 1 mol de yoduro de magnesio 1 mol de cloruro de magnesio

Cl2

+

2 NaBr

2 NaCl

1n de yodo

+

Br2

“ El cloro sustituye al yodo y al bromo de los compuestos, dejándolos en estado libre “.
REACCIONES DE SIMPLE SUSTITUCION EN LAS QUE UN HALÓGENO COMO REACTIVO,
SUSTITUYE a dos elementos PARA DAR DOS Ó MAS COMPUESTOS
4.3.1.- El Halógeno es un reactivo que sustituye al Metal de los Hidróxidos
HALOGENO

HIDRÓXIDO

Ejemplo:
I2
+
Yodo
Hidróxido de sodio

SAL HALOIDEA

AGUA

OXISAL

2 NaOH
NaI
+ H2O + NaIO
Yoduro de sodio
Agua Hipoyodito de sodio

.

4.3.2.- Los halógenos son reactivos que sustituyen al hidrógeno del agua
Halógeno
Cl2
+

Agua
H2O

Hidrácido
Oxiácido
HCl
+
HClO
Ácido clorhídrico Ácido hipocloroso

.

4.3.3.- El halógeno de un hidrácido sustituye al ión Carbonato de sus compuesto
Hidrácido

+

oxisal

sal haloidea

+ agua

+ dióxido de carbono

. 2 HCl
+
CaCO3
CaCl2
+
H2 O
+ CO2(g)
2n Ac. Clorhídrico 1n Carbonato de calcio 1n Cloruro de calcio 1n Agua
1n de CO2
HCl
+
NaHCO3
NaCl + H2O + CO2

5.- REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCIÓN O DE INTERCAMBIO
Intercambio de iones, o elementos entre dos compuestos que interactúan para formar dos
compuestos de propiedades físicas y químicas diferentes. Ecuación: AB + CD
AD + BC
COMPUESTO AB + COMPUESTO CD
Adrian

Benita

Carlos

COMPUESTO CB + COMPUESTO AD
Dora

Carlos

Benita

Adrian

Dora

MEDIO con MEDIO
EXTREMO con EXTREMO

5.1.-

ÁCIDO

5.2.-

SAL

5.3.-

SAL(aq)

HIDROXIDO

SAL

ÁCIDO

SAL

HIDRÓXIDO(aq)

SAL(ac)

AGUA
ÁCIDO
HIDRÓXIDO(ac)
QuímWong

9

黄

5.4.-

SAL(ac)

5.1.-

SAL(ac)

ACIDO

SAL(ac)

HIDROXIDO

SAL(ac)

SAL

AGUA

Neutralización

A la reacción entre un ácido y una base se le llama reacción de Neutralización, ésta es muy
importante en el Laboratorio de Análisis, para hacer Titulaciones o Valoraciones ácido-base.
H2SO4
+
2 NaOH
Na 2SO4
+
2 H 2O
1n de ác. sulfúrico
2n Hidróxido de sodio 1n de Sulfato de sodio
2n de agua
H3PO4
+
3 Na(OH)2
Na3 PO4
+
H 2O
2n Ác. Fosfórico 3n Hidróxido de Sodio
1n Fosfato de sodio
6n de Agua
H3PO4
+
Ca(OH)2
CaHPO4
+
2 H 2O
1n de Ác. Fosfórico 1n de Hidróxido de Calcio
1n de Fosfato ácido de calcio
2n Agua
5.2.-

SAL

SAL

AgNO3(ac)
+ HCl(ac)
1n Nitrato de plata 1n Ácido Clorhídrico
Pb (NO3)2 (aq)
+ 2 HCl
1n Nitrato plumboso 2n Ac. Clorhídrico

AgCl
+
1n Cloruro de plata

2 H N O 3(aq) +
1n Acido Nítrico

HNO3(ac)
1n Ácido nítrico

Pb Cl2 amarillo
1n de Cloruro plumboso
.Cu

SO4 (aq) +
H2 S
H2 SO4
+
Cu S (negro)
1n Sulfato cúprico 1n Äcido Sulfhídrico 1n de Ác. sulfúrico 1n de Sulfuro Cúprico o de Cu II
BaCl2
+
H2SO4
1n Cloruro de bario 1n Ácido sulfúrico

5.3.-

SAL(aq)

2 H Cl
+
BaSO4 ( blanco )
2n de Ácido clorhídrico 1n de Sulfato de bario

HIDRÓXIDO(aq)

SAL

Fe SO4 (aq) + 2 NaOH(aq)
ln Sulfato ferroso ó de Fe II

2n Hidróxido de sodio

Na2 SO4

HIDRÓXIDO
+

Fe (OH)2

1n de Sulfato de sodio

(verde)

1n Hidroxido ferroso

Fe Cl3 + 3 Na OH
Na Cl
+
Fe (OH)3 pardo gelatinoso
1n Cloruro Férrico 3n Hidróxido de sodio 1n Cloruro de sodio
1n Hidróxido férrico
ZnSO4
+ 2 NaOH
Na2 SO4
+
Zn (OH)2 (blanco)
1n sulfato d zinc 2n hidróxido de sodio
1n sulfato de sodio 1n Hidróxido de zinc
5.4.-

SAL(ac)
Ag NO3

1n Nitrato de Plata

2 Ag NO3

+

2n Nitrato de plata

SAL(ac)

SAL(ac)
+

KI

1n Yoduro de potasio

KNO 3
1n Nitrato de potasio

K2 CrO4
1n Cromato de potasio

SAL(ac
)

2 K NO3

+

2n Nitrato d potasio

+

AgI

amarillo

1n Yoduro de plata

Ag2CrO4

rojo

1n Cromato de plata

QuímWong

10

黄

Pb(NO3)2

K2CrO4

+

1n Nitrato de plomo II

Pb(NO3)2

2 KI

+

Nitrato de plomo II

BaCl2

2 K NO3
1nCromato de potasio

+

2 KNO3

2nYoduro de potasio

K2CrO4

+

+

2 KCl

NaBr
+
AgNO3
1n Bromuro de sodio 1n Nitrato de plata

PbI2

+

NaNO3

BaCrO4

+

2 Ag3PO4

amarillo

amarillo

1n Cromato de bario

AgBr

1n Nitrato de sodio

3 Ag2SO4

amarillo

1n Yoduro de plomo II

2n Cloruro de potasio

2n fosfato de aluminio 3n sulfato de plata

Pb CrO4

1nCromato de plomo II


1n Cloruro de bario 1n Cromato de potasio

2 AlPO4

+


(blanco )

1n Bromuro de plata

+

2n fosfato de plata

Al2(SO4)3
1n sulfato de aluminio

6.- REACCIONES QUÍMICAS ESPONTÁNEAS Y PROVOCADAS
6.1.- REACCIONES QUÍMICAS ESPONTÁNEAS.- Las que ocurren con el simple contacto de los
REACTIVOS, sin que se les aplique alguna fuerza ó acción externa .
CaCO3 +
2 HCl
CaCl 2
+
CO2
1n Carbonato de calcio 2n ácido clorhídrico

FeS

+

1n de sulfuro de fierro II

2 H Cl

H 2S

2n de Ácido clorhídrico

+

H 2O

1n cloruro de calcio 1n dióxido de carbono 1n H2O

1n de Ácido sulfhídrico

+

FeCl 2
1n de Cloruro ferroso

6.2.- REACCIONES QUÍMICAS PROVOCADAS
Las que ocurren solamente con algún tipo de energía sobre los REACTIVOS , como: calor, luz,
electricidad, catalizador, compresión, etc..
S + Fe
∆
FeS ………………provocada por calentamiento
Azufre fierro
sulfuro ferroso
2 SO + O2
Pt
2 SO3 ……… provocada con el catalizador de platino
Anh. sulfuroso 1n de Oxígeno 2n de Anhídrido sulfúrico
MgCl2(ac)

c.c.

2n

Mg + Cl 2 provocada por la electricidad contínua (de una pila)

La Reacción de la Fotosíntesis que produce la glucosa, nuestra fuente de energía. Cuyo
rendimiento energético es de 3,75 kilocalorías por cada gramo en condiciones estándar . tiene como
ecuación, la siguiente:

6 CO2 + 6 H2O

λ

C6H12O6 +

6 O2

λ =Luz utilizada de 400 a 700 nm.

6n de CO2 más 6n de agua, mediante la energía luminosa produce 1n de glucosa y 6n de oxígeno

Nota.
Termoquímica = Ciencia que estudia los cambios de CALOR de las reacciones químicas, a presión
constante.
La variación de Entalpía (∆H) = Es la variación de calor que se da en el cambio de reactivos a
productos en la reacción total, a presión constante (es decir a la atmósfera abierta),
QuímWong

11

黄

7.- Reacciones químicas Exergónicas y endergónicas
7.1.-REACCIONES QUÍMICAS EXOTERMICAS .- Reacciones en las que, la variación de la entalpía
(calor contenido en las sustancias) tiene un valor negativo. Es decir con valores menor que cero,
que se expresa con el símbolo delta ∆ y la H, de la siguiente manera: ∆ H < 0 que se anota
como = -∆H
También podemos mencionar que Las reacciones Espontáneas o Exergónicas.Son Reacciones químicas cuya variación de la energía libre de Gibbs es negativa.
Esto nos indica la dirección que la reacción seguirá. A temperatura y presión,
constantes una reacción exergónica se define con la condición: ∆G = < 0 Reacción
química que libera energía; calor, luz, etc
Clasificar las siguientes reacciones por su ∆ H:
Clasificación:
REACTIVOS
PRODUCTOS con ∆H < 0
LA REACCION ES EXOTERMICA
(De alta energía)
(De baja energía) ∆ H = Con valor negativo = pierde calor
REACTIVOS
(De baja energía)

PRODUCTOS
con ∆ H > 0
LA REACCIÓN ES ENDOTERMICA
(De alta energía) ∆H = Con valor positivo = Absorbe calor

3 REACCIONES QUIMICAS EXOTERMICAS ESPONTÁNEAS :
1).-La OXIDACIÓN del hierro a la intemperie …….. ecuación :
.
2 Fe (s) + 3/2 O2 + 3 H2O(l)
2 Fe (OH)3 (s) ∆H = -791 KJ
2).- La COMBUSTIÓN de una cerilla al frotarla ….. ecuación :
.
P4S3(s) +
8 O2 (g)
P4O10 + 3 O2 (g)

∆H = - 620 KJ

3).- La INFLAMACIÓN de una mezcla de oxígeno é hidrógeno por la
. presencia de una chispa ….ecuación:
.
2H2(g) + O2(g)
2 H2O(l) ∆ H = -572 KJ

Trabajo N°_ Investigar la relación de los conceptos termodinámicos:
ENTALPÍA

ENTROPÍA

LEY DE HESS

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

Reacciones No espontáneas o Endergónicas .
Tamb i é n l l a madas reacciones desfavorables, se caracterizan porque e l i n c r e mento de su energía libre de Gibbs es positivo, bajo condiciones de temperatura y
presión constantes, esto quiere decir que el incremento en la energía libre de Gibbs
estándar debe ser positivo: ∆G = > 0 Reacción química que absorve energía como

calor, luz, etc
Ejemplo:

.

S
Azufre

+

Fe

∆

FeS

Fierro

CALENTAR

Sulfuro ferroso

QuímWong

12

黄

En termoquímica las Condiciones Estándar de Presión y Temperatura(CSPT) para
las reacciones son; P = 1 atm y
T = 25° C ó 298° K

7.2.- REACCIONES QUÍMICAS ENDOTÉRMICAS- Son las que absorben calor para que los
reactivos reaccionen. El calor se indica con el símbolo Delta sobre o debajo de la flecha .
Característica: Tiene un incremento de entalpía o ΔH positivo.
La producción del ozono (O3).
3O2
La producción de la Cal
CaCO3

ENERGÍA
2O3
ΔH > 0
(21.000 calorías) CaO + CO2

Trabajo__ Investigar el “Tema gasolina” y cómo se resuelve el sig. problema:
La gasolina puede ser considerada como una mezcla de octanos C8H18. Sabiendo los calores de
formación de: H2O(g) = –242 kJ/mol; CO2(g) = –394 kJ/mol y C8H18(l) = –250 kJ/mol:

a).- Escriba la ecuación (ajustada) de combustión de la gasolina y calcule el calor de reacción ΔH
(en kJ)
b).- Calcule la energía (en kJ) liberada en la combustión de 5 dm3 = 5 Lts. de gasolina (densidad
=800 kg/m3)
c).- ¿Qué volumen de gas carbónico medido a 30 0C y presión atmosférica se generará en tal
combustión? Datos: R = 0,082 atm·dm3·K–1·mol–1 o bien R = 0.82 atm .L. K-1 . mol-1
ECUACIÓN QUÍMICA DE LA COMBUSTIÓN DE LA GASOLINA

2 C8 H18(l) + 25 O2 (g)
2n gasolina y 25n de oxígeno

energía de activación 16 CO2 (g) + 18H2O(l) + 5,517 Kj
16n Dióxido de carbono 18n agua de calor

Trabajo N° ____ Tema: “ REACCIONES QUÍMICAS PELIGROSAS CON EL AGUA ”.
Ver video en http://www.youtube.com/watch?v=lcVqu-DN6HQ

EXPERIMENTE: “ UNA REACCIÓN QUÍMICA QUE PRODUCE FUEGO “
Un ejemplo la deshidratación y oxidación del azúcar mediante ácido sulfúrico y clorato de
potasio .
.
Reactivos: Azucar, Acido sulfúrico y Clorato de potasio
Procedimiento;
1) Extremando precauciones, pulverize una parte de clorato de potasio y mezcle bien con
otra parte igual de azucar,
2) colocar un poco de ésta mezcla en una superficie aislante térmica.
3)Dejarle caer cuidadosamente unas gotas de ácido sulfúrico concentrado.

Observaciones : Se produce inmediatamente una reacción exotérmica que emite fuego.
Investigue la ecuación química de ésta reacción exotérmica.
QuímWong

13

黄

Experimente: “ EJEMPLO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA QUE PRODUCE HIELO “
Reactivos: 32 gr de Hidróxido de Bario Octahidratado y 11 gramos de Cloruro de Amonio o
bien 17 gr de Nitrato de Amonio
Materiales: Un vaso de 250 ml y un termómetro de -38 a +50 °C
Procedimiento: Coloque los reactivos en el vaso; el hidróxido de bario con una de las sales
de amonio y agite suavemente. Bajo el vaso puede colocar una tablita de madera.
Observación: A los 30 seg se percibe un olor a amoniaco y se forma una cantidad
apreciable de líquido. El vaso se enfría , humedece y se le forma escarcha. Con el
termómetro chéquele la temperatura, disminuyó a -20 °C . La maderita queda unida
temporalmente al vaso.

Ba (NO3)2 + 2 NH3 + 10 H2O ∆H= 80,3 KJ

Ba(OH)2.8H2O + 2 NH4NO3

COMBUSTIBLES.- Sustancias que reaccionen violentamente con el oxígeno, para producir humo,
calor, llamas y gases.
COMBUSTIONES Y SUS PRODUCTOS

Gas natural
Gasolina
Glucosa
Triestearina
(grasa)

CH4(g) + 2O2(g)
2C8H18(l) + 25O2(g)
2C6H12O(s) + 6O2(g)
2C57H110O6(l) + 163O2(g)

Conversiones: 1 J = 0.239 cal ,

CO2(g)
16CO2(g)
6CO2(g)
114CO2(g)

1 cal = 4.1868 J.,

+
+
+
+

2 H2O(g) +
18 H2O(g) +
6 H2O(g) +
110 H2O(g) +

802 kJ
5517 kJ
2803 kJ
75,520 kJ

1KJ/kg = 0.239 Kcal/kg

8.- REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN
Son las reacciones químicas que implican transferencia de electrones de un átomo que se
oxida a un átomo que se reduce. Lo que puede producir energía en forma de calor o de
electricidad en los procesos espontáneos.
LA ELECTROQUÍMICA.- Estudia las relaciones de la electricidad y las reacciones
químicas.
Gráfica de los cambios del estado de Oxidación.
REDUCCIÓN
-6

-5

-4

-3

-2

-1

0

+1

+2

OXIDACIÓN

+3

+4

+5

+6

Ejemplo de una reacción de Óxido-reducción:
Zn°

+

2 H+ Cl-

Zn2+Cl2

+

H2°

El estado de oxidación del Zn cambió de 0 a +2 se oxidó, perdió dos electrones es un
agente reductor
El
estado de oxidación del Hidrógeno cambió de +1 a 0 (CERO) , se redujo, ganó un
electrón, es un agente oxidante.
QuímWong

14

黄

Otro ejemplo:
Zn°
+
Zinc elemental

Cu2+(SO4)2Sulfato cuprico ó de cobre II

Zn+2 (SO4)2Sulfato de Zinc

+
Cu°
Cobre elemental

El estado de oxidación del Zn cambió de 0 a +2 , se oxidó, perdió 2 electrones; es un
agente reductor.
El estado de oxidación del Cobre cambió de +2 a 0 , se redujo, ganó 2 electrones; es un
agente oxidante.
9.- REACCIONES DE CONMUTACIÓN O COMPROPORCIONACIÓN
Reacción en la que un elemento pasa de tener dos estados de oxidación diferentes en
los reactivos a un único estado de oxidación en los productos . Ejemplos:
Un ejemplo es la termólisis del nitrito de amonio donde el nitrógeno pasa de los
estados de oxidación de - III y de + III a uno intermedio de 0:
.
. Oxidaciones:.
-3+1+3 -2
0
Nitrito de amonio NH4NO2
N2
+
2 H2O
Oxidaciones:.
-3+1+3-2
Nitrato de amonio NH4NO3(s)
.

+1 -2
N2O(g)

+

2H2O(g)

En el proceso de Claus se oxida el Ácido sulfhídrico con dióxido de azufre para
obtener azufre elemental, como lo muestra la siguiente ecuación:
. -2
+4 -2
H2S + SO2
2 H2O
+
3 S0
Como producto no sólo puede formarse elementos en estado de oxidación 0 sino también
se puede aprovechar en la síntesis de algunos compuestos.
Así
el cloruro de cobre (II) reacciona con cobre elemental para dar el cloruro de cobre (I). Esta
reacción es favorecida por la baja solubilidad de la sal formada:
. 0
+2
+1
Cu
+ CuCl2
2 CuCl
10.- REACCIONES DE DISMUTACION ( O DISPROPORCIONACIÓN ).- Son
reacciones redox en las que un elemento de los reactivos es al mismo tiempo oxidado y
reducido en los productos.
Un ejemplo es por ejemplo la descomposición del agua oxigenada que libera oxígeno
elemental y agua:
.
-1
0
-2
2 H2O2
O2 + 2 H2O
En este ejemplo el oxígeno que inicialmente estaba presente en el estado de oxidación -I
pasa al estado de oxidación 0 del oxígeno elemental y -II del agua.

QuímWong

15

黄

Otro ejemplo es la formación de cloruro e hipoclorito Sódico a partir de cloro elemental en
disolución alcalina:
.
0
-1
Cl2 + 2 NaOH
H2O + 2NaCl
.
Esta reacción se utiliza en la fabricación de la lejía.
Aún hay otros numerosos casos como la reacción de kalomel (= negro hermoso) donde
a partir del cloruro de mercurio(I) (Hg2Cl2) se forma en contacto con amoníaco (NH3) un
polímero nitrogenado de mercurio(II) y mercurio elemental que da el color negro a la
mezcla de reacción y justifica el nombre.

11.- Reacciones irreversibles y reversibles.
 Reacciones totales o irreversibles.- Reacción en la que los reactivos se agotan
cuantitativamente, se da en un solo sentido; en la formación de productos.
H2SO4
+
CaO
CaSO4 + H2O
Ácido sulfúrico
Oxido de calcio
Sulfato de calcio agua
 .Reacciones reversibles o en Equilibrio.- Reacción en la que una cantidad de
productos regresa al estado de reactivos, cuando ambas velocidades se igualan V1
= V2 la reacción está en equilibrio .
HCl

+

NaOH

V1

.
.

NaCl

+

H2O

V2

2HNO3

+

3 H2S

.

2 KMnO4 + 5 Na2SO3 + 3H2SO4

2NO

V1
V2

+

3S

+ H2O

2 MnSO4 + K2SO4 + 5 Na2SO4 + 3H2O

LA MAGNITUD DE LAS FLECHAS
Cuando hay mayor concentración de productos, la expresión es:
.
Cuando hay menor concentración de reactivos, la expresión es:

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS EN DISOLUCIÓN:
1.- Reacciones Ácido-Base ( o de Intercambio de protones)
2.- Reacciones Óxido reducción (o de Intercambio de electrones )
3.- Reacciones de Precipitación ( indicadas con ) las que forman una fase sólida o un .
precipitado en el fondo del reactor
4.- Reacciones de Complejación ( Intercambio de ligandos )
REGLAS PARA ASIGNAR LOS ESTADOS O NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS.

QuímWong

16

黄

Los estados o números de oxidación son las cargas que resultan cuando los electrones de los
enlaces covalentes se asignan al átomo más electronegativo; Son las cargas que un átomo podría
tener si sus enlaces fueran iónicos.
1.- El estado ó número de oxidación de todos los elementos en estado de pureza, en cualquier
forma alotrópica ó elemental es cero. Fe0 , Cu0 , Zn0 . Gases como Cloro Cl20, Oxígeno O20
2.- En todos los compuestos, el número de oxidación del OXÍGENO es -2 .
. Excepto en los peróxidos como el H2O2 en los que trabaja con -1 ( -O-O- )
3.- La suma de las cargas negativas y positivas en un compuesto es igual a cero, es neutra
4.- El N° de Oxidación de Hidrógeno es de +1. Excepto en los Hidruros en los que trabaja con -1
Por ejemplo: En el Hidruro de litio LiH . El Litio trabaja con +1 y el Hidrógeno -1
5.- NÚMEROS DE OXIDACIÓN MÁS COMUNES
5.1.-Los metales del grupo IA: Li, Na, K, Rb, Cs…y la Ag, trabajan con +1

5.2.- Los metales de grupo IIA: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, incluyendo Zn y Cd trabajan .
con +2
Con más 3 trabajan el Aluminio = Al+3, y el Escandio Sc+3. El Boro trabaja como B-3
5.3.- Metales que en forma de iones trabajan con varios estados de Oxidación:

+1 y +2

Cu+1 ion cuproso y Cu+2cúprico

Au +1 y Au +3

+2 y +3
+2 y +4

Cr

+2,

Fe+2 y

Cr+3, y Cr+6
Fe+3

Sn+2 y Sn+4

Ti +2 y Ti +4

V

Hg+1 mercurioso y Hg +2 mercúrico

Co+2

+2

, Mn +3, Mn +4 y Mn +7

y Co+3

Pb+2 y Pb+4

+2,+3,+4,+5

S, Se, Te-2 +2,+4,+6

Mn

,

Ni+2 y Ni+3

Pt +2 y Pt +4

F, Cl, Br, I Halógenos

N +1,+2,-3+3+4,+5

C +2,+4,-4

Pd+2 y Pd+4

-1 +1, +3, +5, +7

P, As, Sb, Bi +3,+5
Si +2,+4,-4

6.- La carga de un ión poliatómico es el resultado de la suma de las cargas de los átomos
que lo forman. Ejemplos.

Ión Sulfato ( SO4 )-2

(S+6O-24 )-2

=

QuímWong

17

黄

(1)(+6) + (4)(-2) = + 6 - 8 = - 2

Ión Fosfato ( PO4 ) –3

=

( P+5O-24 ) – 3
(1)( +5 ) + (4 )(-2 ) = - 3

7.- La suma de todas las cargas negativas y positivas en un compuesto es igual
a cero, es decir, neutra. Vea en el Permanganato de potasio KMnO4
.
+7

K+1MnO4-2
(1)(+1)=+1

(4)(-2)=-8

Cargas

Se infiere que el Mn aquí trabaja con carga de +7
+1

.

+1

+7

-8 = 0

-2

K Cr O
2 2 7

K+1Mn+7O4-2
Cargas =
.

+6

Dicromáto de
potasio

2(+1)= +2
7(-2)= -14
Del cromo 2(+6) = +12…….+14-14= 0

QuímWong

18

黄

Definición y unidades de la
Estequiometría.
1.- DEFINICIÓN DE ESTEQUIOMETRÍA. Del griego stoicheion = Medición de elementos Es
la Rama de la Química que estudia las relaciones cuantitativas que hay entre los
reactivos y los productos, en unidades de masa, volumen y moles.
2.- ALGUNAS UNIDADES DE MEDICIÓN EMPLEADAS EN LA ESTEQUIOMETRÍA
1).- Unidades de masa del Sistema Internacional de medidas (SI ) Ejemplos:
Kilogramo= 103 g

Hectogramo=102 g

Decagramo=101 g

Gramo= 1 g

Decigramo=10-1 g

Centigramo=10-2 g

miligramo =10-3 g

microgramo= 10-6 g

Nanogramo = 10-9 g

Picogramo= 10-12 g

Femtogramo=10-15 g

Attogramo=10-18 g

Zeptogramo = 10-21 g

Yoctogramo, 10-24 g (yg)

2).- Unidades de volumen.
Kilolitro (kl)= 1.000 L

Hectolitro(hl)=100Litros

Decalitro(dal)=10L

Litro(L)=1L

Decilitro(dl)=0.1de L

Centilitro(cl)=0.01de Litro

Mililitro(ml)= 0.001L
1 milésima parte de
un litro =

Microlitro(1 μL) =

1 Décima parte de un
litro = 100 centímetros
cúbicos

1Centésima parte de un litro
= 10 centímetros cúbicos

1 centímetro cúbico

–6

10

L = 1 mm3

1 millonésima
parte de un litro

3).- Unidades de temperatura.
 Grados Kelvin (K).- Es la unidad de temperatura termodinámica, corresponde a
la fracción 1/273,16 de la temperatura termodinámica del punto triple del agua.
1 grados kelvin = -272.15 grados centígrados . De William Thomson Kelvin, año 1848

QuímWong

19

黄

 Grados centígrados o celcius, la congelación del agua = 0°C,
Ebullición= 100°C, a 1 ATM = 760 mmHg de presión. Anders
Celsius, año 1742

El punto triple es aquel en el cual coexisten en equilibrio el estado
sólido, el estado líquido y el estado gaseoso de una sustancia. Se
define con una temperatura y una presión de vapor. El punto triple
del agua, por ejemplo, está a 273,16 K (igual a 0.01 °C) y a una
presión de 611,73 Pa ITS90. Esta temperatura, debido a que es un
valor constante, sirve para calibrar las escalas Kelvin y Celsius de los termómetros de
mayor precisión. El cero absoluto de temperatura sería a 0° K = -273.15°C . ……….No
habría movimiento ni calor. Todo el movimiento atómico y molecular se detendría y sería
la temperatura más baja posible. Pero todos los objetos tienen una temperatura más

alta que el cero absoluto y por lo tanto emiten energía térmica o calor.
 El grado Fahrenheit (representado como °F) .- Escala de Daniel Gabriel
Fahrenheit en 1724. La escala establece como las temperaturas de congelación y
ebullición del agua, 32 °F y 212 °F, respectivamente
FÓRMULAS DE CONVERSIONES
o

K = 273.15 + oC

o

C = (5/9)*(oF-32)

o

F = (9/5)*oC+32

4).- Unidades Químicas
 Masa atómica (m.a.) y peso atómico (p.a.) de un elemento.
Son las unidades que corresponden a cada elemento, en comparación con la masa de
isótopo del Carbono 12, que se le asigna el valor de 12 umas (unidades de masa atómica ó
de peso atómico). Una uma= 1/12 de la masa del 12C = 1.66x10-24 g. El p.a. de cada
elemento es la m.a. promedio de las masas atómicas de sus isótopos. Manejada como
masa en gramos de 1 “mol” de átomos.
23
 1 mol = 6.02214179(30) x 10 unidades elementales que pueden ser
átomos( que hay en 12 g del isóptopo de 12C), moléculas, iones, electrones, radicales u
otras partículas o grupos específicos de éstas. A éste número llamado de Avogadro,
Batuecas con rayos x y un diamante, le halló un valor de 1 mol = 6.023x1023

La Ley de Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro
Dice que :
 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 °C de temperatura y 1 atm
de presión que es igual a 760 mmHg ( milímetros de mercurio). Consulte
CODATA
 1 mol de un elemento es = A su peso atómico en gramos y contiene =6.022 x 1023
átomos . Ej: 1mol de Azufre = su peso atómico = 32.064 gramos = 6.022 x 1023
átomos
 Que: 1 mol de un compuesto es = a su peso molecular (PM) en gramos y que
contiene 6.022 x 1023 moléculas.
QuímWong

20

黄

Si el peso molecular del Ácido Sulfúrico H2SO4 es de 98.076 gramos. Entonces 1
mol de H2SO4 pesa 98.076 gramos y contiene 6.022 x 1023 moléculas
 Definición de Peso molecular (abreviado PM) o Masa Molecular (MM) de
un compuesto.- Es la suma de los pesos atómicos, de todos los átomos , de cada
uno de los elementos que forman el mol del compuesto.
3.- PROBLEMAS DE EJEMPLO EN LOS QUE SE APLICAN LAS UNIDADES QUÍMICAS

3.1.- Cómo calcular el peso atómico de un elemento. Ej. del Cromo si tiene 4
isótopos, cuyas masas y porcentajes son: De 50Cr de 49.496 umas = Un 4.31%.,
De 52Cr de 51.940 umas= Un 83.76 %, De 53 Cr de 52.941 umas= un 9.55% y de
54
Cr de 53.939 umas= un 2.38%.
Peso atómico del Cr =
49.496x4.31 + 51.940x83.76 + 52.941x9.55 + 53.939x2.38 = 51.975 gr
.
100
3.2.- Cómo calcular el peso molecular (PM) de un compuesto. Ej. del Ácido
Sulfúrico. Datos: Pesos atómicos; H = 1.008 gr, S = 32.064 gr, O = 15.99 gr
PM del H2SO4

( N° de átomos) x ( peso atómico )
.
Hidrógeno = ( 2 ) x( 1.008 gr ) = 2.016
.
Azufre
= ( 1 ) x (32.064 gr) = 32.064
.
Oxígeno = ( 4 ) x (15.99 gr) = 63.996
.
PM ó Masa Molecular = 98.076 g por cada mol
.
de H2SO4
Respuesta = 98.076 g / mol. = 1 mol de H2SO4 tiene 98.076 gr
 NÚMERO DE MOLES DE UN ELEMENTO Y SU NÚMERO DE ÁTOMOS.
3.3.- ¿ Cuántos moles y cuántos átomos hay en 200 gramos del elemento Potasio, peso atómico
39 gr ?

1 mol de K
39 gramos
1 mol de K
6.02 x 1023
.
x moles de K
200 gramos
5.1 moles de K
x átomos x .
x moles = ( 200 gramos )( 1 mol )
x átomos = ( 5.1 moles )( 6.02 x 1023 ) .
.
39 gramos
1 mol
.
x moles = 5.1 moles de K
x átomos de K = 30.7 x 1023
NÚMERO DE MOLES DE UN COMPUESTO Y SU NÚMERO DE MOLÉCULAS

3.4.- ¿ Cuántos moles y cuántas moléculas hay en 180 gramos del compuesto CLORURO
DE CALCIO, Peso Molecular del CaCl2 = 111 gr ? Procedimiento Por regla de tres simple.
1 mol de CaCl2 = 111 g
x moles de CaCl2 = 180 g

1 mol de CaCl 2
= 6.02 x 1023 moléculas
1.62 moles de CaCl2 =
x moléculas
QuímWong

21

黄

X moles = ( 180 g )( 1 mol )
.
111 g
X = 1.62 moles

X moléculas = (1.62 moles)( 6.02 x 1023moléculas)
1 mol
23
X = 9.7 x 10 moléculas

Resolver, problema.- ¿ Cuántos moles y cuántas moléculas hay en 5.0 g de Bicarbonato de sodio,
NaHCO3 ?.
4.- LAS LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS explican las relaciones cuantitativas en la
formación de las sustancias químicas:
1) Ley de la conservación de la masa (De Lavoisier ) Del 774 al 2013 =239 años.
2) Ley de Proust de las proporciones constantes ó definidas
3) Ley de Dalton de las proporciones múltiples
4) Ley de Richter de los Pesos Equivalentes
5) Ley de los volúmenes gaseosos para la combinación química.
6) Ley de Avogadro del Volumen de una mol de gas.
7) Leyes de los gases: a)De Boyle Mariotte, b)De Charles, c)De Gay Lussac,
d)Combinada, e)De Dalton, y f) la ley de los gases Ideales (PV=nRT).

1).- Ley de la conservación de la masa (De Lavoisier ) :
“ En una reacción química, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas
de los productos ”
.
Antoine Laurent de Lavoisier. Francés.1743 - 1794. Padre de la Química moderna

1)Problema.
Dada la reacción de una solución de Nitrato de plata con otra que contiene
Cromato de potasio que da un ppdo rojo de Cromato de plata y Nitrato de potasio en solución.
Compruebe la ley de Lavoisier. Datos: Pesos atómicos : Ag = 107,9 gr N=14,0 gr O=16gr K=
39,0 Cr=52g. 2n de Nitrato de plata mas in de Cromato de potasio
2 AgNO3
+
K2CrO4
. (2)( 169,9 g ) + 194,19g
. 339.8 g
533.9 g de Reactivos

Ag2CrO4 rojo
331.8 g

2 KNO3
( 2 )(101 g)
202 g
533.9 g de productos

=

+
+

.

.

2).- Ley de Proust de las proporciones constantes ó
definidas
“ Siempre que se forme el mismo compuesto químico, lo hace con los
mismos elementos, combinados en proporciones constantes o definidas
de peso”.
Imagen de Joseph Louis Prousst: 1754 – 1826
.
Químico francés , uno de los fundadores de la química moderna .

Ejemplo: Siempre que se forme agua ( H2O ) , aquí, en China, San Sebastian, Tempoal, los
Ajos, Chicontepec etc.., se combinarán los mismos elementos: (Hidrógeno y Oxígeno, en
QuímWong

22

黄

proporciones constantes de peso. Ley del año 1808. Para el 2013, tiene 205 años.
Como en seguida se explica:

Peso Molecular
Se multiplica
compuesto
(átomos) (peso atómico)

RAZÓN

H2O
.
.

Hidrógeno = (2 ) ( 1 gr ) = 2 g
Oxígeno = ( 1 ) (16 g) = 16 g
La suma es el PESO MOLECULAR = 18 g/MOL

A razón de 2g de H con 16g de O = 1:8
PROPORCIONES CONSTANTES : Saque %
el 11.1 % es Hidrógeno
y un 88.9 % es Oxígeno
Del 100 % de H2O (PM = 18g/mol)

.
.

La ley de Joseph Louis Proust relaciona la Composición Porcentual del compuesto y su
fórmula mínima.
CÓMO CALCULAR LA COMPOSICIÓN PORCENTUAL ELEMENTAL DE UN COMPUESTO
1).- Problema. Siempre que se produzca Carbonato de Potasio, K2CO3 , qué composición
porcentual tienen sus elementos y cuál es el peso molecular de éste compuesto?
Datos: K = 39 g, C = 12 g, O= 16 g
Porcentaje Redondeado
Paso 1.- Peso Molecular (PM) del K2CO3
Paso 2.- Composición Porcentual
K2CO3
Potasio = ( 2 )( 39 g ) = 78.2 g
De potasio = 78 g x100/138g = 57.0 %
Carbono = ( 1 ) ( 12 g ) = 12.0 g
De carbono= 12 g x100/138g = 8.7 %
.
Oxígeno = ( 3 ) ( 16 g ) = 48.0 g
De Oxígeno = 48 g x100/138g = 34.0 %
.
.
PM = 138 g/mol
1mol de K2CO3 =138g
100 %

1.2).- Problema. ¿ Cuántos gramos de Potasio hay en 1 Kg de Carbonato de Potasio,
K2CO3 y que porcentaje le corresponde ?
Paso 1.- Determinar el Peso Molecular del compuesto.
Paso 2.-Relacionamos la cantidad de Potasio con la cantidad en gr de una
mol de K2CO3
Datos : Verlos en el problema anterior, del Peso
Molecular ó peso de una Mol.
paso 3.- Relación con la cantidad planteada: 1 kg = 1000g
1 mol de K2CO3 = 138 g tiene = 78.2 g de K
1000g
= X
.
X =566 g de K en 1kg de K2CO3
Porcentaje = 566 g x 100/ 1000g = 57.0 %

.

Sabía usted que: El K2CO3 , es una sal blanca soluble en agua , insoluble en alcohol, que
forma soluciones alcalinas fuertes, o lo que es lo mismo, es una sal ácida fuerte. Se suele
formar como producto de la reacción química entre el hidróxido de potasio o Potasa
Cáustica (KOH) y el dióxido de carbono (CO2). Además es una sustancia higroscópica, que
aparece a menudo como un sólido a base de agua. Se usa normalmente para la
fabricación de jabón blando y vidrio y es el componente principal de la potasa cáustica tal
como se encuentra en la naturaleza. Se fabrica de forma comercial a partir de la reacción
QuímWong

23

黄

entre el dióxido de carbono y el hidróxido potásico obtenido por electrólisis del cloruro
potásico
Obtención:
KCl + H2O → KOH + HCl y después 2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O

1.3) CÓMO DETERMINAR LA FÓRMULA MÍNIMA DE UN COMPUESTO
Determine la fórmula mínima de la cafeína, sustancia estimulante del intelecto y
diurética, si su análisis reporta: 49.48 % en peso de de Carbono, el 5.19 % de Hidrógeno,
el 28.85 % de Nitrógeno, y el 16.48 % de Oxígeno .
Datos: P.a. C =12.011 g/mol H = 1.0079 g/mol N= 14.0067 g/mol O = 15.999 g/mol
Paso 1.- Divida los porcentajes dados, considerándolos como gramos, ENTRE los
respectivos pesos atómicos
Paso 2.- Divida el N° de moles de c/elemento entre el N° menor obtenido, así obtiene el
número de átomos de cada elemento
C = 49.48 g
= 4.120 moles de C
12.011 g/mol
H = 5.19 g
= 5.15 moles de H
.
1.0079 g / mol
N = 28.85 g
= 2.06 moles de N
.
14.0067 g/mol
O = 16.48 g
= 1.03 moles de O
15.999 g/mol
.

4.120 moles de átomos de C = 4
1.03 moles
5.15 moles de átomos de H = 5
1.03 moles
2.06 moles de átomos de N = 2
1.03 moles
1.03 moles de átomos de O = 1
1.03 moles
Paso3.-Escriba la fórmula mínima, anotando como subíndices los N° de átomos: C4 H5 N2 O
Cuando obtenga fracciones de átomos, multiplique los resultados por el denominador
.

Nota:

5) Problema: COMO SABER CUAL ES EL REACTIVO LIMITANTE DE UNA REACCIÓN
Si hacemos reaccionar 10 g de Fierro con 10 gr de Azufre, cuántos gr obtenemos de
Sulfuro ferroso ( FeS ) , cuántos gramos sobran de elemento y cual es el reactivo limitante
?
Datos: Pesos atómicos Fe = 55.847 g/mol
S = 32,06 g/mol
Reacción:
Fe +
S
FeS
.
56 g
32g
88 g
56 g de Fe consumen 32g de S. A simple ojo o por simple inspección comparativa es más
la cantidad de Fe que de S
(1). .
56 g de Fe consumen
32 g de S
. .
10 g de Fe consumen
X g de S
. X = 5.8 gramos de Azufre
.
(2)
10.0 gr de S…. disponibles
( 3 ) ¿ CUAL ES EL REACTIVO LIMITANTE ?
5.8 g de de S…. consumidos
Para éste problema el reactivo limitante es el Fe pues es
4.2 g de S ……. Sobrantes
el primero que se nos acaba y nos falta para que se
.
consuman los 4.2 g de S sobrantes, y obtengamos más
.
FeS . Nos quedan 4.2 g de Azufre sobrante, sin
.
reaccionar. ¡ Se acabó primero el Fe !

QuímWong

24

黄

TAREA N° __ 5) Problema. Determine la fórmula mínima del Pirofosfato de Calcio, a partir
de la composición porcentual, si el análisis del Laboratorio, reporta: Ca=25.3 %, P = 339.2
%, O = 35.5 % ….. Datos: pesos atómicos: Ca = 40g/mol, P = 31 g/mol, O = 16 g/mol
Resultado:

Ca2P4O7

3).-Ley de las proporciones MULTIPLES de Dalton ( año 1808 )
“Cuando dos elementos se unen para formar distintos compuestos, la cantidad
de uno de ellos permanece constante, fija, mientras que la del otro, varía en una
relación de números enteros pequeños” .

1)Problema.- Compruebe la ley de las pp múltiples de Dalton, con los compuestos que
forman el Cloro con el Oxígeno.Datos: p.a Cl=35.453 g/mol, O=16 g/mol
.
.
A
B
C
D
Compuestos Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
Relación
2:1
2:3
2:5
2:7
Múltiplos
1
3
5
7
Comprobación:
Datos :
Pesos atómicos del cloro = 35.5g y del O = 16 g
Paso 1.-Determine los Pesos Moleculares y composición porcentual de c/compuesto .
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
Cloro = 35.5g x2 = 71g = 81.6%
71g= 59.6%
71g = 47%
71 g= 38.7%
Oxígeno
16g = 18.3%
48g= 40.3%
80g = 53%
112g = 61.2%
Peso Molecular
87 g/mol
119 g/mol
151 g/mol
183g/mol
Paso 2.- Determine las FÓRMULAS MÍNIMAS y compruebe la relación de Dalton ,
para ello divida el porcentaje de cada elemento entre su peso atómico.
a) Relación Numérica para el Cl2O
.
ÁTOMOS
Cl = 81.6 = 2.3
O= 18.3 = 1.14
.
35.453
16.00
Cl = 2.3 = 2 O =1.14= 1
.
.
1.14
1.14
Fórmula del Anhídrido Hipocloroso = Cl2O Relación 2:1
2 de Cloro con 1 de Oxígeno
b) Relación Numérica para el Cl2O3
Como tenemos fracción 0.5
multiplique por 2 los valores de la relación numérica . ÁTOMOS
Cl = 59.6 = 1.68
O= 40.3 =2.5
Cl = 1.68 = 1
.
35.453
16.00
Convertir a enteros 1.68
Fórmula del Anhídrido Cloroso = Cl2O3 ….. Relación 2:3
1 x 2 =2

O =2.5=1.5
1.68
1.5 x 2=3

2 de Cloro con 3 de Oxígeno

.

.

c) Relación Numérica .- Para el Cl2O5

ÁTOMOS
QuímWong

25

黄

Cl = 47 = 1.3 O= 53 = 3.3
Cl = 1.32 = 1 O = 3.3 = 2.5
35.453
16.00
1.32
1.32
.
.
.
Convertir a enteros 1x2= 2
2.5x2=5
Fórmula del Anhídrido Clórico = Cl2O5 ……Relación 2:5
2de Cloro con 5 de
.
Oxígeno
d)Relación Numérica para el Cl2O7
ÁTOMOS
Cl = 38.7= 1.09 O= 61.2 = 3.82
Cl = 1.09 = 1 O = 3.82 = 3.5
35.453
16.00
1.09
1.09
.
.
Convertir a enteros 1x2= 2
3.5x2=7
.
Fórmula del Anhídrido Perclórico = Cl2O7 Relación 2:7
2de Cl con 7 de Oxígeno
Problema.- Al analizar 5 Óxidos del nitrógeno, se obtienen los siguientes resultados:
Pesos atómicos N = 14g
O = 16g
Paso 1.- Calcular gr de oxígeno que se combinan con cada cantidad fija de nitrógeno,
tomemos como base los 25.93g de N del Óxido 5 . Resuelve por regla de tres simple.
% de Nitrógeno
% de Óxigeno
PESOS obtenidos de Oxígeno
Óxido X1
63.64 CON
36.36X1 = (25.93 de N)(36.36de O) /63.64 = 14.81 g
Óxido X2
46.67
53.33X2 = (25.93 de N)( 53.33de O) /46.67 = 29.63g
Óxido X3
36.84
63.16X3 = (25.93 de N)( 63.16de O) /36.84 = 44.46g
Óxido X4
30.43
69.567X4= (25.93 de N)( 69.567de O) /30.43= 59.28g
Óxido X5
25.93
74.07 X5= (25.93 de N)( 74.07 de O) /25.93 = 74.07g
Se manejan como gramos
Paso 2.-Divida todos los pesos obtenidos , entre el valor más pequeño que resulte.
X1 =14.81 g = 1 X2 = 29.63g = 2 X3 = 44.46g= 3 X4 = 59.28g = 4 X5 =74.07g= 5

.

14.81 g

14.81 g

14.81 g

14.81 g

14.81g

Con 1 oxígeno
Con 2 Oxígenos Con 3 Oxígenos
Con 4 oxígenos
Con 5 oxíg.
Se cumple la Ley de Dalton= una cantidad fija de N; 25.93g, se combina con pesos de Oxígeno que
guardan entre sí relaciones atómicas sencillas. Vea las sigs. Relaciones entre el N y el O.
Nomenclatura de Stock

FORMULA Y ESTADO DE

NOMENCLATURA

OXIDACIÓN

SISTEMÁTICA

N2O
+1
Relación 2:1

Monóxido de
dinitrógeno

Óxido de nitrógeno (I)

NO
+2
Relación 1:1
N2O3
+3
Relación 2:3
N2O4
+4
Relación 2:4

Monóxido de
nitrógeno
Trióxido de
dinitrógeno
Tetraóxido de
dinitrógeno

Óxido de nitrógeno (II)

NO2
+4
Relación 1:2
N2O5
+5
Relación 2:5

Dióxido de
nitrógeno
Pentaóxido de
dinitrógeno

Óxido de nitrógeno (IV)

Óxido de nitrógeno (III)
Óxido de nitrógeno (IV)

Óxido de nitrógeno ( V )

Nomenclatura
tradicional
Óxido nitroso
(anhídrido
hiponitroso)
Óxido nítrico
Anhídrido
nitroso
Tetróxido de
nitrógeno
Dióxido de
nitrógeno
Anhídrido nítrico

COMENTARIOS
Gas incoloro; usado
como anestésico
dental
Gas incoloro;
contaminante del aire
Gas café rojizo
Gas café naranja;
venenoso y
contaminante del aire
Líquido incoloro a
amarillo
Sólido incoloro,
volátil

QuímWong

26

黄

4).- Ley de los pesos equivalentes de Richter- Wenzel.
De

O Ley de las proporciones equivalentes ó de las proporciones recíprocas .
1792. Al 2011 han transcurrido 219 años .
“Si los pesos de dos diferentes elementos, pueden reaccionar con el mismo
peso de un tercer elemento, significa que los pesos de ésos dos elementos ó
bien sus múltiplos , pueden combinarse entre sí para formar un compuesto.”
Imagen del Quím. Alemán Jeremias Benjamin Richter

.
1)Problema de ejemplo.- Si los pesos del sodio y del Oxígeno, reaccionan con el mimo peso del
Hidrógeno, compruebe la Ley Richter, de que también los pesos de ésos dos elementos, sodio y
oxígeno pueden combinarse para formar un compuesto; el óxido de sodio.

Está claro que si los pesos de dos sustancias se combinan con el peso conocido de otra tercera, los dos son
químicamente equivalentes entre sí. ( Ley de Richter ) Repuesta:
.
RELACION DE
SODIO
AGUA
ELEMENTOS relacionados COMPUESTOS LEY RICHTER
Na
H2O
Sodio con Hidrógeno
H Na pesos 1:23
23 g
2:16
Oxígeno con Hidrógeno H2O
2:16 1:8
1: 8
Sodio con Oxígeno
Na2O 46:16 23:8
.

.
.

2).-¿Qué establece La ley de Richter-Wenzel ?

é
s
t
o
s

H
1g

.
.
Oxígeno
O = 16 g

Que el peso equivalente gramo es:
“ la cantidad de un elemento o un compuesto
que reacciona con una peso fijo de una sustancia
.
de referencia; oxígeno o Hidrógeno”:
Con 8 gramos de Oxígeno…ó con 1 gramo de H

Hidruro
de sodio

HNa
1 : 23

se combinan

y forman:

Oxido de Sodio

Na2O
46:16

= 23:8

Relación de pesos entre ambos elementos de acuerdo a Richter

2).- PESOS EQUIVALENTES O EQUIVALENTES QUÍMICOS DE LAS SUSTANCIAS
El peso equivalente gramo, llamado simplemente como peso equivalente ó bien como
equivalente Químico ( Eq ) de una sustancia, son:
.
Los gramos de la sustancia que reaccionan, que equivalen o que desalojan a un mol de
Hidrógeno ó a 8 gramos de Oxígeno.
Así, un equivalente-gramo de un ácido, base o sal, representa al número de gramos del
compuesto capaz de liberar 1 mol de H+, OH- o cargas (+,-), respectivamente.
QuímWong

27

黄

Sabías que: Los pesos equivalentes de Richter, fueron una útil generalización de la ley
de las proporciones definidas (1794) de Joseph-Louis Proust, lo que permitió a la química
convertirse en una ciencia cuantitativa. Las leyes Estequiométricas aportan conocimientos
básicos para la Química Analítica Cuantitativa.

Pesos equivalente ó Equivalente quimicos ( Eq ) de las sustancias. Ejemplos
1 Eq de Ni+2 = 58.71g = 29.3g de Ni
2

1) Eq de un ELEMENTO = peso atómico
.
su valencia

2) Eq de un ÁCIDO
= Peso molecular
1 Eq de H3PO4 = 97.993g =32.664 g
.
N° de H
3
H=(3)(1.0079g) =3.023g P=(1)( 30.974g)= 30.974g
O=(4)( 15.999g)=63.996g 3.023g+30.974g+63.996g=97.993g
3) Eq de una BASE = Peso Molecular
1 Eq de Zn(OH)2 = 98.385 g = 49.19 g
.
N° de OH
2
Zn =(1)(65.38g)= 65.38g O=(2)( 15.999)= 31.998g H= (1)(1.007g)= 1.007g
65.38g + 31.998g + 1.007g= 98.385g
4) Eq de una SAL = Peso molecular
1Eq de Al2(SO4)3 = 343.149 = 57.2 g
.
(N° de átomos del metal)(su valencia)
(2)(3)
.

Al = (2)(26.982g) = 53.96g S =(3)( 32.065g)=96.195g O=(12)( 15.999)=192.988g

53.96g +96.195g + 192.988g =343.149g

5) Eq de un ÓXIDO metálico = Peso molecular 1 Eq Óxido de Sodio = 61.96 = 30.98 g .
.
N° de OH que produce por la hidrólisis.
2
Hidrólisis del
Óxido de sodio: Na2O
Na2O + H2O
2 NaOH
.
En 2 moles de NaOH hay 2 de OH
6) Eq de un ANHÍDRIDO = PESO Molecular
1 Eq de CO2 = 44 = 22 g
.
N° de Hidrógenos q produce por Hidrólisis
2
. CO2 + H2O
H2CO3
7.-Nota.- Si se trata de Sales ácidas , Sales básicas o dobles hay que indicar sobre que
elemento se ha basado l el equivalente . Ejemplos: Del Al . K(SO4)2
1 Eq
de Al = 258.20 = 86.97 g
.
3

1Eq K= 258.20 = 258.20 1Eq (SO4 )= 258.20 =64.5 g
1
4

Problema.-Determine el peso equivalente para el HNa2PO4

3).- EL PRINCIPIO DE LOS EQUIVALENTES QUÍMICOS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
“ En la reacción química , 1 Equivalente químico de cada sustancia, reaccionan y
producen 1 Equivalente químico de cada producto “.
3.1)Problema. Dada la reacción química; cloruro de calcio mas sulfato de amonio ,
cuantos gramos de Sulfato de calcio se obtienen con 14 gr de Sulfato de amonio.
QuímWong

28

黄

1°.- Escriba la ecuación balanceada
SAL(ac)

Ca Cl2

SAL(ac)

+

SAL(ac)

(NH4)2 SO4

1n Cloruro de calcio

1n sulfato de amonio

SAL (ac)

2 NH4 Cl
da

+

Ca SO4

2n Cloruro de amonio

1n Sulfato de calcio

Estrategias de solución:
A) Por el método estequiométrico simple
1.- Determine los pesos moleculares necesarios.
.
N° de átomos x pesos atómicos

N° átomos x pesos atómicos

N = ( 2 )( 14g) = 28
Ca = ( 1 ) (40g) = 40
(NH4)2 SO4 H = ( 8 )( 1g) = 8
Ca SO4 S = ( 1 )( 32g) = 32
S = ( 1 )( 32g) = 32
O = ( 4 )( 16g) = 64
.
.
O = ( 4 )( 16g) = 64
PM = 136 g/n
.
PESO MOLECULAR 132 g/n
2.- Con la relación esteqiométrica , puede resolver por regla de tres simple
Ca Cl2

+

(NH4)2 SO4
132 g
.
.
14 gr
De donde X = 14x136/132= 14 g de Ca SO4

2 NH4 Cl

+

Ca SO4
136 g
X

se obtienen a partir de los 14 g de (NH4)2 SO4

B) Por el método del Principio de los equivalentes químicos
1.- Determine los equivalentes químicos ( Eqq )
.
Se toma como si fuera un metal .
1 Eqq de (NH4)2 SO4 = Peso Molecular = 132 g = 66 g 1Eqq CaSO4 =136g =68g/ Eqq
.
(Átomos metal)( Valencia) (2)(1)
Eqq
(1)(2)
2.- Calcular los gramos del producto que se le pide a partir de los Equivalentes q.
.
66g/Eqq (NH4)2 SO4 obtenemos 68 g/Eqq de CaSO4
.
14 gr
X
.

de donde X = ( 14g )(68 g/ Eqq ) = 14 g de CaSO4
66g/ Eqq

.

Sabías que…La obtención del Sulfato de amonio, es: 2 NH3 + H2SO4 ==> (NH4)2SO4
.
2 mol de amoniaco más 1 mol de ácido sulfúrico producen 1mol de Sulfato de amonio.

3.2) Resuelva el Problema.- ¿ Cuántos gramos de Hidróxido de potasio reaccionan con 78
g de Sulfato de aluminio para la obtención de Hidróxido de Aluminio y Sulfato de potasio?
. Escriba la ecuación correspondiente balanceada.
QuímWong

29

黄

.
hidróxido(ac)
sal(ac)
.
12 KOH (ac) + 2 Al2 (SO4)3 (ac)
Hidróxido de potasio Sulfato de aluminio

hidróxido(ac)
sal (ac)
6 Al(OH)3 (ac) + 4 K2SO4 (ac)
Hidróxido de aluminio Sulfato de potasio

A)Por el método estequiométrico simple
1.- Determine los pesos moleculares necesarios
.
K = ( 1 )( 39g) = 39
Al = (2)( 27g) = 24
KOH O = ( 1 )(16g) = 16
Al2 (SO4)3 S = (3)( 32g) = 96
.
H = ( 1 )( 1g) = 1
O = (12)(16g) =192
.
Peso Molecular = 56 g/mol
PM = 342 g/n
12 KOH
+
2 Al2 (SO4)3
6 Al(OH)3 +
4 K2SO4
(12n)(56 g/n)
(2n)(342 g/n)
. 672 g
684 g Si 672g de KOH reaccionan con 684 g Al2 (SO4)3
X
78 g Al2 (SO4)3
.
X = (78 g)( 672g)/ 684 g = 76.6 g de KOH
B).-Por el método del Principio de los equivalentes químicos
1.- Determine los equivalentes químicos ( Eqq )que debemos saber antes.
1 Eqq de un HIDRÓXIDO = PM
1 Eqq de KOH = 56 g = 56 g/Eqq
.
N° de OH
1
1 Eqq de una SAL = Peso Molecular = 1 Eqq de Al2 (SO4)3 = 342 g = 57 g/Eqq
.
(Átomos del metal)( Valencia)
(2)(3)
12 KOH
+
2 Al2 (SO4)3
6 Al(OH)3 +
4 K2SO4
¿g?
con 78 g
.
¿ g de KOH ? = g de Al2 (SO4)3 X 1 Eqq de KOH = (78 g)(56 g/Eqq) =76.6 g KOH
.
1 Eqq de Al2 (SO4)3
57 g/Eqq
Nota: Al resolver mediante los Pesos equivalentes NO requiere de la
ecuación balanceada .
.

Lentejas de Hidróxido de sodio

Sabias que… El Hidróxido de potasio ( ó potasa cáustica ) es una
substancia muy higroscópica tanto que se disuelve en agua, ella sola.,
tóxica, corrosiva, sirve para fabricar la mayoría de jabones suaves y
líquidos: KOH + grasa = jabón. Para decolorar, quintar pintura, hacer
medicamentos y que en muy pequeñas cantidades sirve como aditivo de
alimentos.
QuímWong

30

黄

.

El Sufato de aluminio es también conocido como Sulfato alumínico ó Tris( tetraoxo-sulfato VI) de
dialuminio. Sirve como floculante en la purificación del agua y en la industria del papel.
cristales de Sulfato de Aluminio

Se obtiene mediante la reacción : 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 + 10 H2O → Al2(SO4)3·16 H2O
Consulte http://es.wikibooks.org/wiki/Portada

5.- LEY DE LOS VOLÚMENES GASEOSOS DE LA REACCIÓN QUÍMICA ( L . J. GAY LUSSAC)
“ Los Volúmenes gaseosos que se combinan químicamente para formar un compuesto, en condiciones
iguales de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros y sencillos “.
.
Ley formulada en 1808 por Louis Joseph Gay Lussac

Ejemplo 1: En la combinación química de gas hidrógeno y gas cloro para dar Ácido clorhídrico
Ejemplo 2: En la combinación química de gas hidrógeno y gas oxígeno para dar Agua
Ejemplo 3: En la combinación química de gas nitrógeno y gas hidrógeno para dar Amoniaco
(1) .O2 (g) + Cl2(g)
2 HCl(g)
(2) 2 H2 (g) +
O2(g)
2 H2O(g)
1 VOL +
.
(3)

O2

1 VOL =

+

N2 (g) +

2 VOLÚMENES

Cl2

3H2(g)

1 VOL + 3 VOLÚMENES
.

N2

2 VOLÚMENES + 1 VOL = 2 VOLÚMENES

HCl HCl

H2 H2 H2

H2

H2

+ O2

H 2O H 2O

2 NH3(g)
= 2 VOLÚMENES
NH3 NH3
Imagen de Louis Jodeph Gay Lussac

.

6.- LEY DEL VOLÚMEN GASEOSO DEL MOL ( DE AVOGADRO).“ Que un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y
temperatura (CNPT), ocupa un volumen de 22.4 litros y posee 6.022 x
1023 moléculas .”
.
.
P = 1 ATM que es = 760mmHg
Las CNPT son a nivel de mar
.
T = 0°C que es = 273°K
Problema de ejemplo. ¿ Cuántos litros de CO2 se producen por combustión
de cada 100 litros de gas butano C4H10 , en cada hogar y cuántos litros de Oxígeno se consumen ?
1).- Escriba la ecuación balanceada de la combustión del gas butano y relacione las cantidades
molares que establece la ecuación.
.2 C4H10 +
13 O2
8 CO2 + 10 H2O
(2)(22.4 Lt)
(13)(22.4 L) =291.2 L
(8)(22.4 lt)
.
. 44.8 Lt de gas butano
179.2 Lt de CO2 producido
Por cada 44.8 L de Gas butano se consumen 291 L de Oxígeno y se producen 179.2 Lt de CO 2

QuímWong

31

黄

2) Solucione por regla de tres simple
44.8 L de gas butano consumen 291.2 L de O2
100 L
X
X = 650 L de Oxígeno, consumidos
.

7.- LAS LEYES DE LOS GASES.

44.8 L de gas butano producen 179.2L CO2
100 L
X
X = (100Lde butano)( 179.2L de CO2)
44.8 L de butano

X = 400 L de CO2

producidos

Opcional el estudio de éstas leyes se ven en Física:

1)De Boyle Mariotte, 2)De Charles, 3)De Gay Lussac, 4)Combinada, 5)De las presiones parciales de Dalton, y 6) la ley
de los gases Ideales (PV=nRT).

7.1- TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES. Dice que: “ Un gas consta de moléculas en constante
movimiento caótico y al azar, las que son duras y perfectamente elásticas, que entre una colisión
y otra su movimiento se da en línea recta, sin que haya fuerzas de atracción entre ellas”.
Nota: Se le llama GAS IDEAL a todo gas que cumple éstos postulados.

7.2.- LEY DE BOYLE MARIOTTE. Ecuación: PV=k

P = presión, V =volumen, k = constante.

Cerrar
“Dice que a Temperatura constante, el volumen de un gas, varía
inversamente proporcional a la presión que se le ejerce “.
Es decir que a mayor presión menor volumen y viceversa.
Ecuación de Boyle: P1V1 = P2V2
Problema de ejemplo.-

gas y reduces su

Si aplicas una presión de 2 atm a 200 ml de un
volumen a 0.5 ml, cual es la presión original que tenía el gas.

Solución: P1V1 = P2V2
.

.

P1 = P2V2
V1

P1= ( 2 atm )(0. 5ml )
200 ml

= 0.005

ATM

7.3.- LEY DE GAY LUSSAC - CHARLES .
Es la Ley que relaciona el volumen gaseoso con la temperatura V/T = k A mayor T mayor Volúmen.
Ecuación de V1
V2 Dice que: “ A presión constante el volumen de un gas, varía en.
Charles
T1
T2 relación directa con la temperatura absoluta o de kelvin”.
.
Problema de ejemplo: Si a P constante el V de un gas es de 15 L a 25°C ( Es decir 25+273=258°K), al bajar la
Temp a -15°C ( -15+273=258°K), cuál será su Volúmen ?.

V2 = V1 T2
.
T1

V2 = (15 L )( 258°K ) = 12.98 L
258°K

7.4.- LEY DE GAY LUSSAC.
“Dice que a Volumen constante la Presión de un gas varía directamente con la
temperatura “
significa que :
A mayor Temperatura mayor Presión.

Esto

QuímWong

32

黄

Ecuación de Gay Lussac P1
T1
.

P2
T2

.

Problema de ejemplo: Hoy a las 5 AM la Temperatura es de 20°C, el manómentro de un tanque de gas
marca 640 mmHg de Presión. A la 3 PM la temperatura marca 40 °C. ¿ Cuál es la Presión del gas?

1) Convierta mmHg en Atm
.
3) Aplique la Ecuación

1 ATM = 760mmHg 2) Convierta 20°C en °K = 20 +273 =293°K
X
640 mmHg
40°C en °K = 40+273 = 313°K
X = 0.842 ATM

Consulte en:

http://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica

P2

P2 = (0.842 ATM)( 313°K) = 0.89 ATM
293°K
Consulte en: http://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica

.

=

P1 T2
T1

7.5.- LEY COMBINADA DE LOS GASES… DE CHARLES Y GAY LUSSAC.
Dice que: “ El volúmen de un gas varía en relación directa con la temperatura y en
relación inversa con la Presión “. Ecuación de ésta Ley: V1 P1
V2 P2
V2 = V1 P1 T2
.
.
T1
T2

.

T1 P2

Problema de ejemplo: ¿ Cuál será el volumen de un gas cuando esté a 33°C y 3 Atm, si

.

a 22°C y 5 Atm tiene un volúmen de 532 ml. ?

Estrategia de Solución:
Como se lee, se quiere V2
despejar de su ecuación. V2
1).Convierta a unidades del SI
= 22°C = 22+273 = 295°K
P1 = 5 Atm

V1 = 532 ml = 0.532 L
T2 = 33°C = 33 + 273 = 306°K
P2 = 3 Atm
V2 = ?

V2

=

Pasan inversamente
=

V1 P1 T2
T1 P2

T2 estaba dividiendo y
P2 estaba multiplicando T1
en la ecuación de la Ley

( 0.532 L )( 5 Atm )( 306°K )
(295°K )( 3 Atm )

V2

=

0.92 L

7.6.- LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES… DE DALTON
Dice que: “ La presión total de una mezcla de gases, dentro de un recipiente, es igual a la suma
de las presiones parciales de cada uno de los gases “. Ecuación PT = P1 + P2 + P3 etc..
Problema:

A 25°C tenemos un cilindro de 3 compartimientos; A, B, y C, intercuminicados mediante
válvulas. Con lo que abajo se enlista. ¿Qué presión total habrá al abrir las válvulas, en
los 8 Lt ?
En el “A” hay 1 Lt de N2 a 3 Atm
En el “B” hay 2 Lt de O2 a 5 Atm
En el “C” hay 5 Lt de H2 a 2 Atm
Estrategia de solución
COMPARTIMIENTO “A”

COMPARTIMIENTO “B”

COMPARTIMIENTO “C”
QuímWong

33

黄

DE NITRÓGENO PV = K
PV=K

( 3 Atm )( 1 Lt ) = 3 Lt.Atm
P de N2 = 3 Lt.Atm
.
8 Lt

DE OXÍGENO
PV=K

PV=k

( 5 Atm )( 2 Lt ) = 10 Lt.Atm
P de O2 = 10 Lt.Atm
8Lt

DE HIDRÓGENO PV = k
PV=K

.

( 2 Atm )( 5 Lt ) = 10 Lt.Atm
P de H2 = 10 Lt.Atm
8Lt

.

Presión Total = 3/8 Atm + 10/8 Atm + 10/8 Atm = 23/8 Atm = 2.9 Atm

Robert Boyle, el hombre que se adelantó a la ciencia del
futuro.
Miembro fundador de la Royal Society de Londres. A partir
del 7 de junio del 2012, en la Royal Society de Londres, le
conmemora el 352 aniversario. Exhiben una lista de deseos
o concepciones escritos por Boyle para el futuro: Los Avances
científicos como los submarinos.
Los
aviones.
La luz eléctrica.
La modificación genética o los trasplantes de órganos . Cuando
sólo eran pronósticos imposibles de concebir como realidad en ese momento. Boyle
escribió en la década de 1660 una "lista de deseos" en la que reflejó veinticuatro grandes
avances para la humanidad que tendrían lugar en el futuro. Propuso diferenciar Ácidos de
Bases mediante indicadores químicos.
8.- LEY DE LOS GASES IDEALES.- “El volumen de un gas, depende de la Temperatura(T),
Presión(P) y su número de moles (n) “.
Par un gas ideal la
ecuación de ésta Ley es la siguiente:
.

P.V = n.R.T
Valores :

R = Constante Universal de los gases 0.082. L.atm.
T= Temperatura Kelvin 273°K

mol.°K

¿De dónde sale el valor de R ? Recuerde que la ley de Avogadro, nos dice que:
Un mol de gas ocupa un volúmen de 22.4 L cuando se encuentra en condiciones normales
de presión( 1 Atm) y de Tamperatura( 0°C ó 273°K)
R = PV
R = (1 Atm )( 22.4L)
por lo tanto
R = 0.082 L.atm
.
nT
(1 mol) (273°K)
mol°K
Utilidad de la ley general del estado gaseoso.- Nos sirve para:
 El cálculo de la masa molecular MM o Peso Molecular de un gas.

QuímWong

34

黄

 El cálculo de la densidad de un gas
Fórmulas que se utilizan:
El N° de moles: n = peso
Densidad = peso
.
Masa Molecular
Volúmen
Problema.- 50 g de un gas ocupan un volúmen de 125 L a una presión de 0.9 Atm y a una
temperatura de 20°C = 293°K. ¿ Cuál será la masa molecular del gas?.

PV = nRT es lo mismo que PV = (peso)( R)( T ) despejando M = (peso)( R)( T )
M
( P )(V )
.
Masa Molecular = ( 50g) ( 0.082L.Atm/ mol °K ) ( 293°K)
= 10.68 g/mol
( 0.9Atm) ( 125L )
.
Problema sin resolver.- Calcular la densidad(d) de un gas si se encuentra a 2.5 Atm y 35
°C, si su masa o peso molecular es de 350 g/n . Anote el procedimiento.
(Presión)(Masa molecular) = d R T por lo que: d = (Presión)(Masa molecular)
.
RT
Resultado, debe darle : d = 34.6g/n
Definir:
EL “ FACTOR ” QUIMICO DE CONVERSIÓN ESTEQUIOMÉTRICO
Es la razón de dos cantidades de la ecuación balanceada , que nos permite pasar de
MOLES de sustancia a su número de equivalente MOLES de otra sustancia , de las
participantes en la ecuación. Ejemplifique lo anterior.
Ecuación balanceada
4 FeS + 7 O2
2 Fe2O3 + 4 SO2
.

4x88 g

7x16g

Los Factores químicos de conversión que podemos encontrar en ésta ecuación, son:
4 FeS = ( 4 )(88) = 1.57 ;
7 O2
( 7 ) (16)

.

7 O2 = 0.63 ;
4 FeS

4 FeS
2 Fe2O3

;

2 Fe2O3
4 FeS

Etc……..

Tema 6.- Cálculos basados en las ecuaciones Químicas.
1).- Relación masa-masa
2).- Relación masa- volúmen
3).- Relación volúmen-volúmen.
.
6.1.- RELACIÓN MASA-MASA EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS.
1)¿ Que masa de oxígeno se necesita para la combustión total de 50 gr de gas butano ? Ecuación
2 C4H10 + 13 O2
8 CO2 + 10 H2O
.
2 n de butano 13 n de oxígeno

Paso 1.- determine los Pesos o masas moleculares de las sustancias involucradas en el
problema planteado. Butano C4H10 , PM = 58 g/n y Oxígeno, PM de O2 = 32 g/n
.
2 n de butano consumen 13 n de oxígeno

.

(2)(58g/n)=116 g/n
.
Paso 2.- Relacióne, por regla de tres simple

(13)(32)=416 g/n
QuímWong

35

黄

.

116g de Butano consumen 416 g de Oxígeno
50g
X =
179 g de Oxígeno

2).- ¿ Cuantos Kg de cal viva se produce por calentamiento en el horno de 200 Kg de piedra caliza
al 95% de CaCO3 puro? PM del CaCO3 = 100g/n
PM del Ca0 =56 g/n
CaCO3
CaO + CO2
Factor de conversión 56 g CaO
100g/n
56 g/n
100g CaCO3

Paso 1.- 200 kg de piedra caliza al 95%, contiene 0.95 X 200 = 190 Kg de CaCO 3
Paso 2.- Regla de tres simple
.
100 K de CaCO3
56 K de CaO
peso de un mol
.
Dato planteado
190 K de CaCO3
X de CaO
en kg
X = (190 K de CaCO3 ) ( 56 K de CaO ) = (190 ) (0.56) = 106 K de CaO

100 K de CaCO3

.

peso de su mol en Kg

Explica el rendimiento real de las reacciones en la práctica.
En la práctica las reacciones químicas no siempre dan la cantidad de producto calculado
teóricamente.

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.- Es la relación entre la cantidad del producto
obtenido y la cantidad de producto esperado.

Ecuación Estequiométrica:
(gramos del producto
RENDIMIENTO%= obtenido experimentalmente ) (100) =
gramos de producto teórico
.

(RENDIMIENTO ACTUAL) (100)
Rendimiento teórico

Por lo que, para obtener un mejor rendimiento se usa un exceso de un reaccionante.
.

El hidróxido de sodio (NaOH) o hidróxido sódico, sosa cáustica o soda cáustica, se usa en la
industria (principal´m como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes.
En la Industria Petrolera se usa en la elaboración de Lodos de Perforación base Agua.
A temperatura ambiente, es un sólido blanco cristalino, en lentejas, sin olor que absorbe
humedad del aire (higroscópico). Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera
una gran cantidad de calor como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio es
muy corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%.
El hidróxido de sodio se usa para fabricar jabones, crayón, papel, explosivos, pinturas y productos
de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón, su lavandería y
blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción electrolítica. Se encuentra
comúnmente en limpiadores de desagües y hornos.
QuímWong

36

黄

Se utiliza una solución de una pequeña porción de sosa diluida en agua en el método tradicional
para producir margarina comun, una pretzel y también es usado para elaborar el lutefisk, comida
tradicional de los países nórdicos a base de pescado.

El hidróxido sódico, en su mayoría, se fabrica por el método de caustificación,
es decir, juntando otro hidróxido con una oxisal de sodio:
CAUSTIFICACIÓN:
OXISAL
HIDRÓXIDO
Na2CO3 (aq) + Ca(OH)2 (aq)

OXISAL
HIDRÓXIDO
CaCO3 (s) + 2 NaOH (aq)

3)Problema: El Hidróxido de sodio, se puede preparar mediante reacción del Carbonato
de sodio con el Hidróxido de Bario. ¿ Cuántos kg de Hidróxido de sodio obtendremos,
empleando 2 kg de Carbonato de sodio.
Datos:
Pesos moleculares: Na2 CO3 = 106 g/n
Na OH = 40 g/n
.

Oxisal

1.- Escriba la ecuación: Na2 CO3
.

Hidróxido

+ Ba(OH)2

Oxisal

Hidróxido

BaCO3 + 2 NaOH
2 x 40g/n= 80 g/n

106 g/n

Puede resolver por el método unitario: 1 g Na2 CO3 dan 80 g de NaOH = ( 1g )(0.755 g)= 0.755 g NaOH
.
106 g de Na2 CO3
1 g Na2 CO3
0.755 g NaOH
2000 g Na2 CO3
X
. X = 2000 g Na2 CO3 . 0.755 g NaOH = 1500 g NaOH = 1.5 Kg NaOH
1 g Na2 CO3
.
Puede resolver por el método molar: 1n de Na2 CO3 equivalen a 106 g
.
X =
2000 g
X = 18.86 n de Na2 CO3
Con 1n de Na2 CO3 obtenemos 2 n de NaOH
Con 18.86 n de Na2 CO3 obtendremos = X = 37.72 n de NaOH
Convertir a gramos 1n de NaOH = ( 40 g /n)( 37.72 n =1500 g = 1.5 Kg de NaOH
.
Puede resolver por el método proporcional: Ver la ecuación de 106 g Na2 CO3
.
2000g Na2 CO3

80 g NaOH
X = 1500g NaOH

6.2.-RELACIÓN MASA-VOLÚMEN EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

El clorato de potasio, KClO3 , es la oxisal de PM= 125.55 g/n. Densidad = 2.32 g/cm3.
Puro, forma cristales blancos. Presentación en gránulos o polvo blanco. Muy común en
la industria, y en los laboratorios: Se utiliza como agente oxidante, en la preparación de
oxígeno, como desinfectante, manufactura de explosivos, fósforos y fuegos artificiales.
En la anilina negra y otros tintes, blanqueador y fuente de Oxígeno en experimentos
químicos. Propiedades: estalla al contacto con ácido sulfúrico, es soluble en agua,
insoluble en alcohol, es una sustancia FUERTEMENTE OXIDANTE.
QuímWong

37

黄

.



Problema:
¿ Cuántos litros de Oxígeno obtenemos al calentar 15 g de KClO 3, medidos en un
Laboratorio donde la Temperatura es de 27°C y la Presión atmosférica es 700 mmHg
? Datos:

peso molecular del KClO3 = 122.55g/n

1n de gas = 22.4 Lt a CNPT

Estrategia de solución:
.
Paso1.- Se determina el volúmen de oxígeno obtenido a CNPT (Condiciones Normales de Presión y
Temperatura= 1 ATM y 273°K) . a partir de la ecuación química balanceada.

.
2 KClO3
2 KClO4 +
3 O2 ( gas )
(2)( 122.55g/n)
(3)(22.4 Litros) Recuerda: Vol de 1 n de gas = 22.4 Lt
. 245.1 g
67.2 Lt
Paso 2.
Si 245.1 gramos de KClO3 producen
67.2 Litros a CNPT
15 gramos de KClO3 producirán
X
.
.
X= 4.1 Lts de O2 a CNPT
paso 3.-Conversión de unidades: Si 0°C=273°K , …. 27°C + 273= 300°K
Si 760 mmHg= 1 ATM, entonces 700mmHg = 0.92 ATM por regla de tres simple.
paso 4.- Recuerde que
.

P1 V1 = P2 V2
T1
T2

V2 = P1 V1
P2 T1

de donde

Por lo tanto V2 = ( 1 ATM ) ( 4.1 Lt ) ( 300°K ) = 44.89 L de O2
(o.92 ATM ) ( 273 °K )
.
Obtenidos a partir de 15 g de KClO3, medidos en un Laboratorio donde la T = 27°C y P =
700 mmHg .

6.3.- RELACIÓN VOLÚMEN-VOLÚMEN EN LAS ECUACIONES
Problema.- ¿ Cuántos litros de Dióxido de carbono, produce un motor a reacción por cada 500
litros de combustible ( gas Butano ) en condiciones iguales de presión y temperatura ? Ver cómo
se resuelve éste Problema en la pag 26. (6.- LEY DE AVOGADRO DEL VOLÚMEN GASEOSO DE UNA
MOL .)
Sabías

que…. El Premio Nobel de Química 2010..se dió a los científicos japoneses

Akira Suzuki,

Ei-ichi Negishi

Por desarrollar el método de
catálisis del paladio de uniones
cruzadas en las síntesis orgánicas .
para crear sofisticados productos
químicos como la diazonamida
A, tomada de un pequeño
.
pequeño invertebrado marino .

y al estadounidense Richard Heck
.
.
.
.

.
que es efectiva contra las células cancerosas de colon. Este método descubierto impactará
en la Medicina, electrónica y en sí en la Tecnología

QuímWong

38

黄

Los Métodos para determinar los coeficientes que balancean las ecuaciones químicas, son los
siguientes:
1).- El método de tanteo.
2).- El método algebraico.
.

3).- El método Red-Ox.

4).- El método de Ion-Electrón.

7.1).- EL MÉTODO DE BALANCEO POR TANTEO. No es un método técnico, pero es
aplicable a ecuaciones sencillas, por simple inspección visual se anotan los supuestos
coeficientes que balancean o ajustan, si hay error se borran y se hacen más intentos.
Ejemplo 1: Escriba la ecuación de la neutralización del Hidróxido de cobre II con el ácido
fosfórico para obtener la sal Fosfato de Cobre III y agua
Cu (OH)2 + H3PO4
→ Cu3 (PO4)2 +
H2O
Vemos anotados 1 átomo de Cu en los reactivos y 3 en los productos, anotemos un coef. 3
3Cu (OH)2 + H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + H2O …y 2 de Fósforo en los productos, anotémosle
3Cu (OH)2 + 2H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + H2O
un coef. 2 en los reactivos.
3Cu (OH)2 + 2H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + H2O Contamos átomos de H en los reactivos = 12
3Cu (OH)2 + 2H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + 6H2O anotando un 6 al H2O para igualar 12 en prod.
ÁTOMOS EN REACTIVOS = ÁTOMOS EN PRODUCTOS
.

3 de Cu = 3 de Cu

.

.

14 de O = 14 de O

Ésta igualdad comprueba que la ecuación

.

12 de H = 12 de H

está BALANCEADA

.

2 de P = 2 de P

7.2).- EL MÉTODO ALGEBRAICO DE BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS.
Consiste en representar con literales el valor que se desconoce de cada coeficiente de la
ecuación química lo que nos permite desarrollar ecuaciones algebraicas que determinan
los valores desconocidos de los coeficientes del balanceo o ajuste de la ecuación química.
Procedimiento:
1.- Se anotan las literales en orden alfabético en el lugar de los coeficientes de la
ecuación química, en cada una de sustancias, de la siguiente manera:
Ejemplo..
Para la ecuación: Ca3(PO4)2 +
SiO2 + C
CaSiO 3 +
P4 +
CO
Sustancias _ _ _ de literal “a”

Anotemos:

de literal “b” de literal “c”

de literal “d”

a Ca3(PO4)2 + b SiO2 + c C

de literal “e”

d CaSiO3 + e P4 +

de literal “f”

f CO

2.- Se indica numeralmente cuántos átomos de cada elemento hay en cada sustancia de
la ecuación, de su respectiva literal, en el total en los reactivos y en el total en productos.
ÁTOMOS

ECUACIONES ALGEBRAICAS
REACTIVOS

De Calcio
De Fósforo
De Oxígeno
De Silicio
De Carbono

Hay3 átomos de calcio en la sustancia de literal “a” = 1 de
calcio en “d”
2 de fósforo en sustancia de “a” = 4 en “e”
8 de Oxígeno en “a” más 2 en “b” = 3 en “d” más 1 en“f”
1 átomo de silicio en “b” = 1 de silicio en “d ”
1 átomo de carbono en c = 1 átomo de carbono en “ f “

3a = d

Ecua #1

2a = 4e
8a + 2b = 3d + f
b= d
c = f

Ecua #2
Ecua #3

QuímWong

39

ECUACIONES

= PRODUCTOS

Ecua # 4
Ecua # 5
黄

3.- Ver las ecuaciones algebraicas como un conjunto y a la literal cuya suma total sea
mayor en número, se le asigne el valor de 1 o de 2, según convenga.
La literal “a” en el conjunto suma un total de 3a+2a+8a = 13. La literal “b” ; suma 2b+1b = 3.
La literal “c” = 1. La literal “d” ; suma 1d + 3d + 1d = 5 veces. La literal “e” = 4 La literal “f” = 2
Revisando, vemos que la literal “a” tiene el número mayor: 13, por lo que le daremos el valor de 1 o de 2

Por ejemplo, a = 2 y enseguida se sustituye en la ecuación más simple para ir obteniendo los
demás valores. Ejemplo.
Ecua #1
3a = d
3(2) = d
d=6

Ecua #2

Ecua #4

Ecua #3

2a = 4e
2(2) = 4e
4 = 4e
e= 1

b= d
b=6

8a + 2b = 3d + f
8(2)+2(6)=3(6) + f
16 + 12 = 18 + f
28-18 = f
f = 10

Ecua # 5
c = f
c = 10

VALORES OBTENIDOS
a = 2 sustituirlos por
b = 6
las literales que
c = 10
corresponden
d = 6
a los COEFICIEN e = 1
TES en la ecuaf = 10
ción química

Nota.- Cuando se obtiene una fracción de molécula, entonces se multiplican todos los
valores por el denominador para convertirlos en números enteros.
4.- Sustituirlos valores obtenidos de las literales ( coeficientes) en la ecuación química.
a Ca3(PO4)2 + b SiO2 + c C

d CaSiO3 + e P4 +

2Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C

6 CaSiO3 +

P4 +

f CO
10 CO

5.- Comprueba que la ecuación química ha quedado ajustada o balanceada
ELEMENTOS N° de átomos en los reactivos = N° de átomos en los reactivos
Calcio



6 de calcio =

Fósforo



4 de fósforo =

Oxígeno

 16 + 12 = 28 de Oxígeno = 18 + 10 = 28 de Oxígeno

Silicio



6 de Silicio =

Carbono



10 de Carbono =

6 de calcio
4 de fósforo

6 de Silicio
10 de Carbono

Información: El fósforo rojo es una de las formas alotrópicas del fósforo elemental. Se trata de una
sustancia amorfa, de color rojizo, poco soluble en agua y disolventes orgánicos habituales. Contrariamente
al fósforo blanco, no es soluble en disulfuro de carbono y no es tóxico. Se utiliza en las cerillas, donde
produce la ignición de las mismas en contacto con clorato de potasio. Fórmula: P4 , Masa molecular: 30,974
g/mol. En 1669 el alquimista Henning Brand, buscando la piedra filosofal, destiló una mezcla de arena y
orina evaporada y obtuvo un cuerpo que lucía en la oscuridad, el fósforo . En la actualidad el P4 Fósforo
rojo de las cerillas, se obtiene haciendo reaccionar en un horno, una mezcla de fosfato cálcico, arena y
coque. ¿Qué es el coque?

Problema.- Una de las maneras de eliminar el NO que aparece en los humos de los tubos
de escape de los automóviles es hacerle reaccionar con amoniaco.
Escriba la
QuímWong

40

黄

ecuación y el procedimiento para el ajuste por el método algebraico.
Ecuación química NH3 + NO
N2 + H2O
Resultado: 4 NH3 + 6 NO

5 N2 + 6 H2O

Problema.- El ácido nítrico es un potente oxidante, reacciona violentamente con el metal
de magnesio, éste se oxida y el nitrógeno del ácido se reduce, lo que se produce es
Nitrato de Magnesio, agua, y el desprendimiento de dióxido de nitrógeno gaseoso de
color marrón claro.
El
ácido nítrico ataca a la mayor parte de los metales, incluso a la plata y al cobre. Las únicas
excepciones son los metales nobles: oro, platino e iridio. No puede atacar a algunos
metales, como el hierro, el cromo y el aluminio porque éstos se pasivan, es decir, se les
forma una fina capa de óxido que protege al metal del ataque del ácido. Con el cinc pasa
algo similar, pero finalmente la capa de óxido es atacada por el ácido nítrico.
Escriba la ecuación y el procedimiento para el ajuste por el método algebraico.
Ecuación:
HNO3 +
Mg
Mg(NO3)2 +
NO2 + H2O
Resultado: 4HNO3 +
Mg
Mg(NO3)2 + 2 NO2 + 2H2O

7.3).- MÉTODO REDOX PARA AJUSTAR O BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS
Consiste en determinar que sustancia se oxida y cual se reduce para poder balancear los
números de electrones perdidos y los ganados por multiplicación inversa para obtener los
coeficientes de éstas sustancias. Y para las demás se sigue el procedimiento por el método
por tanteo.
Problema.- Para la obtención de un halógeno se hace reaccionar Permanganato de
potasio, con un ácido y la sal simple del halógeno, así obtenemos dos sales , agua y el gas
del halógeno . Escriba la ecuación de ésta y el procedimiento para balancearla.
KMnO4 + H2SO4 +

KCl

MnSO4

+

K2SO4 + H2O +

Cl2

Procedimiento: 1).- ¿ Qué sustancia se oxida y cual se reduce ?
Para saberlo se anota el estado de oxidación de cada elemento de la ecuación, de los
reactivos y los productos, y con éstos deducimos los que se duden.
.
+7
-1
+2
0
+1
-2
+1
-2
+1 -1
+2 +6 -2 -2
+1 +6 -2
+1
-2
K MnO 4 + H 2SO 4 + K Cl
Mn (S O 4) + K 2S O 4 + H 2O + Cl02
+1 +7 -8 =0

+2 +6 -8 = 0

+2-2 = 0

+2+6-8=0

+2-2=0

0

Observaciones:
A) Del KMnO4 al MnSO4 ; El Mn se REDUJO porque cambió de oxidación +7 a +2, ganó 5
electrones, por lo tanto es el AGENTE OXIDANTE, Abreviado 5e- , anotar en los reactivos
los electrones e- ganados.
.
+7
+2
Así:
KMn O4 + 5eMn SO4 ECUACIÓN DEL AGENTE OXIDANTE
QuímWong

41

黄

B) Del KCl al Cl2 ; El Cloro se Oxidó porque cambió de oxidación -1 a cero. Cada cloro
pierde un electrón. Y como el cloro como gas es diatómico, entonces son 2e- los
electrones perdidos, se anotan en los productos, nos obliga asignarle un coeficiente 2 al
KCl.
Así:

2 KCl-1

Cl02

+

2e-

ECUACIÓN DEL AGENTE REDUCTOR

Procedimiento: 2).- Multiplique el número de electrones transferidos (perdidos) por la
ecuación del agente oxidante. Y el número de electrones ganados por la ecuación del
agente reductor.
(2) ( KMn+7O4 + 5eMn+2SO4 )
= 2 KMn+7O4 + 10e2Mn+2SO4
. (5) (
2 KCl-1
Cl02 + 2e- ) = 10 KCl-1
5 Cl02 + 10eProcedimiento: 3).- Se suman las dos ecuaciones y se pasan los coeficientes a la ecuación
original.
2 KMn+7O4 + 10e2Mn+2SO4
.
10 KCl-1
5 Cl02 + 10e.
2 KMnO4 + 10 KCl
2MnSO4 + 5 Cl2

2 KMnO4 + H2SO4 + 10 KCl

2MnSO4

+

K2SO4 + H2O + 5 Cl2

Procedimiento: 4).- Se continúa el balanceo POR TANTEO con las sustancias que no se
han considerado. Inspección y razonamiento.


2MnSO4

+ K2SO4 + H2O + 5 Cl2
Razonamiento: Si en los reactivos se cuenta un total de 12 átomos de potasio, se deduce
que debemos anotar un coeficiente 6 en el K2SO4 para balancearlos.


2MnSO4

+ 6 K2SO4 + H2O + 5 Cl2
Razonamiento: Si en los productos se cuenta un total de 8 átomos de Azufre, se deduce
que anotemos un coeficiente 8 para el H2SO4 .

2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KCl

2MnSO4 + 6 K2SO4 + H2O + 5 Cl2

Razonamiento: Si en los reactivos se cuenta un total de 40 átomos de oxígeno y en los
productos solo hay 32, faltan 8 de oxígeno, por lo tanto se deduce que anotemos un 8
de coeficiente en el H2O

2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KCl

2MnSO4 + 6 K2SO4 + 8H2O + 5 Cl2

Procedimiento 5.- SE COMPRUBA EL AJUSTE O BALANCEO
ELEMENTOS
Potasio

ÁTOMOS EN LOS REACTIVOS
12

ÁTOMOS EN LOS PRODUCTOS
12
QuímWong

42

黄

Manganeso
Oxígeno
Hidrógeno
Azufre
Cloro

2
40
16
8
10

2
40
16
8
10

Problema 1.- Para la obtención del halógeno IODO se hace reaccionar Permanganato de
potasio, con el ácido Sulfúrico y la sal simple del halógeno, KI, así obtenemos dos sales
agua y el gas del halógeno . Escriba la ecuación y el procedimiento para balancearla.
KMnO4 + H2SO4 + KI
MnSO4 + K2SO4 + H2O + I2
Problema 2.- K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl
Problema 3.- K 2Cr 2O7 +

H2SO4

Problema 4. HNO3 + H2S
Problema 5.

Prob. 10.-

K 2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O + O2
NO2 + H2O + S

Cu + HNO3

Problema 6. KMnO4 +
Problema 7. HNO3 +
Problema 8. FeCl3 +
Prob. 9.HCl
+
As2S5

+

CrCl3 + SnCl4 + KCl + H2O

Cu(NO3)2 + NO + H2O
HCl
KCl +
MnCl2 + H2O + Cl2
CdS

Cd(NO3)2 + NO + S + H2O2
H 2S
FeCl2 +
HCl
+ S
MnO2 
MnCl2
+ H2O + Cl2

KClO3

+

H 2O



2KMnO4 + 16HCl

H3AsO4

+

H2SO4

+

KCl

2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

7.4).- MÉTODO REDOX DEL IÓN ELECTRÓN PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS:
A) EN MEDIO ÁCIDO

Y

B) EN MEDIO ALCALINO

7.4.1.- MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS
.
A) EN MEDIO ÁCIDO
Problema: De la reacción del Ácido Nítrico con el Ácido Sulfhídrico, escriba la ecuación
química completa y el procedimiento de balanceo por el método del ion-electrón en
medio ácido.
Ecuación;
HNO3 + H2S
NO + S + H2O
Procedimiento:

1.- Se escribe la ecuación en forma iónica y se determina cuál es el agente oxidante y cual
el agente reductor y se anotan sus semirreacciones
.
.
.
H+NO-23 + H+2S-2
N+2O-2 +
S0 + H+2O-2
.
+1+5-6=0 +2-2=0
+2-2=0
0
+2-2=0
QuímWong

43

黄

El N pasó de +5 en HNO3 a +2 en el NO, se redujo, ganó 3 e- .·. es el AGENTE OXIDANTE
Escriba ésta semirreacción, así:
Los e- ganados se anotan en los reactivos

HN+5O3 + 3 e-

N+2O

El S pasó de -2 del H2S a cero en el S, elemental, perdió 2e- .·. es el AGENTE REDUCTOR
Escriba ésta semirreacción, así:
Los e- perdidos se anotan en los productos

H+2S-2

S0 + 2e-

a) Semirreacción de la reducción es decir del Agente Oxidante. Balancear:
.
REACTIVOS

Si

+5

HN O3 + 3 e+5

Entonces HN O3 + 3 e-

Si

HNO3 + 3 eEntonces, 3H+ + HNO3 + 3 e-

PRODUCTOS

OBSERVACIONES

+2

N O
vemos 3 de Oxígeno en reactivos y 1 en productos
N+2O + 2H2O
se anotan 2 de H2O en los productos.
NO + 2H2O
1 de H en reactivos y 4 en productos.
NO + 2H2O
se anotan 3 iones H+ en los reactivos. .

Semirreacción del agente oxidante, balanceada
b) Semirreacción de la oxidación es decir del Agente Reductor. Balancear:
.
H+2S-2
S0
Por cada defecto (faltante) de oxígeno se anota una molécula de
agua. Y por cada Hidrógeno faltante se anota un ion H+

.

H2S
S +2e- + 2H+ . Semirreacción del agente reductor, balanceada.
Paso 2.- Anote las dos semirreacciones balanceadas y multiplique cada semirreacción. por
el número que iguale su cantidad de electrones y después se suman.
.
REACTIVOS
PRODUCTOS
+
a) (2)(3H + HNO3 + 3 eNO + 2H2O ) = 6H+ + 2HNO3 + 6 e- = 2NO + 4H2O
b) (3)(
H2S
S +2e- + 2H+ ) =
3 H2S = 3S +6e- + 6H+
..
2HNO3 + 3 H2S = 2NO +3S + 4H2O .
.

Paso 3.- Comprobar que se ajustó o balanceo correctamente:
.
2HNO3 +
3 H2S
2NO +
ÁTOMOS
De Hidrógeno
De Nitrógeno
De Oxígeno
De Azufre

EN LOS REACTIVOS
8
2
6
3

3S + 4H2O

EN LOS PRODUCTOS
8
2
6
3

Ejercicio.- El Dicromato de potasio es un oxidante fuerte, reacciona con el ácido
yodhídrico y ácido sulfúrico y se producen dos sales, el sulfato de cromo III y el Sulfato de
potasio, además de agua y yodo elemental.
Problema: Escriba la ecuación y el procedimiento de balanceo por el método del ionelectrón en medio ácido y su comprobación.
Resultado: K2Cr2O7 + 6HI + 4H2SO4

Cr2(SO4)3 + 3I2 + K2SO4 + 7 H2O
QuímWong

44

黄

7.4.1.- MÉTODO DEL ION- ELECTRÓN PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS
.
B) EN MEDIO BÁSICO
Problema.- Ajuste la ecuación en la que los reactivos son el Cloruro de Cromo (III) , el
Clorato de Potasio y el Hidróxido de Potasio. Primero escriba la ecuación completa y
después los pasos del procedimiento del balanceo en medio básico y su comprobación.
Paso 1.- ECUACIÓN: CrCl3 + KClO3 + KOH

Cr+3Cl3 + K+Cl+5O-23 + K+(OH)+3 -3 = 0

K2CrO4 + KCl + H2O

El Cromo III se oxida al perder 3e-

.

+1 +5

-6 = 0

+5

-1

El Cl se reduce a Cl

K2+Cr+6O-24
+2

+6

+ K+1Cl-1 + H2O

-8 = 0

+1 -1 = 0

.

Cloro gana 6e-

BALANCEO EN EL MEDIO BÁSICO.- En el lado de la ecuación donde hay oxígenos se anota el
mismo N° de moléculas de H2O. y en el lado contrario se anota el doble de ése N° pero como
Oxhidrilos; OHPaso2.- Balancear las semirreacciones: del Agente Reductor y A. Oxidante O H O H OH OH
a)Balancear la ecuación de la oxidación(Agente Reductor).
O H O H OH OH
+3
+ +6
.
Cr
K2 Cr O4 + 3eO H O H =OH OH
+3
+ +6
.
Cr
K2 Cr O4 + 3e- + 4 H2O
O H O H OH OH .
Se anotan los N° de OH que hay en el lado contrario

8 OH- +

Cr

+3

+

+6

K2 Cr O4

b)Balancear la ecuación de la Reducción. El Cl +5
.
REACTIVOS +5 -6 = -1
PRODUCTOS

.

+5

KCl O3 + 6e3 H2O + KCl+5O3 + 6e3 H2O + KCl+5O3 + 6e-

Los e- perdidos se anotan en los productos, 3e- .
+ 3e- + 4 H2O
GANA 6e- se reduce a Cl-1.•. es el Agente Oxidante

.

-1

KCl
Los electrones ganados se anotan en los reactivos = 6e+5
-1
KCl-1
El Cl se reduce, al ganar 6e- pasa a ser Cl
KCl + 6 OHEcuación balanceada del agente oxidante

La ecuación del Agente Reductor se multiplica
por 2 para igualar e- ganados con e- perdidos

(2)x(8OH- + Cr+3
16 OH- + 2Cr+3

K2+Cr+6O4 + 3e- + 4H2O)
2 K2Cr+6O4 + 6e- + 8H2O .

Con electrones ganados, igualándose electrones perdidos = 6e16 OH- + 2Cr+3
3 H2O + KCl+5O3 + 6e-

2 K2Cr+6O4 + 6e- + 8H2O
KCl + 6 OH-

16 OH- + 2Cr+3 + 3 H2O + KCl+5O3
2 K2Cr+6O4 + 8 H2O + KCl + 6 OH+3
+5
16 OH + 6 OH + 2Cr + KCl O3
2 K2Cr+6O4 + 8 H2O - 3 H2O + KCl
10 OH + 2Cr+3 + KClO3
2 K2Cr+6O4 + 5 H2O + KCl Continuar por tanteo:

10 KOH + 2 CrCl3 + KClO3

2 K2CrO4 + 5 H2O + 7 KCl

Balanceada

QuímWong

45

黄

Problema.- El Zinc, el Nitrato de sodio y el Hidróxido de sodio son los reactivos que dan
como productos Zincato de sodio, amoniaco y agua. Escriba la ecuación química y el
procedimiento de balanceo por el método del ion-electrón en medio básico.
Paso 1.- Se escribe la ecuación en forma iónica y se determina cuál es el agente oxidante y cual el
agente reductor. Ecuación:

Zn + NaNO3 + NaOH

.

Na2ZnO2 + NH3 + H2O

El Zn se oxidó al perder 2e-

Zn0 + Na+1NO-23 + Na+1O-2H+1
.
+1 +5 -6 = 0
El N se redujo al ganar 8e+5+8e- = -3

.•. es el AGENTE OXIDANTE

0 = +2 -2e-

Na+12(Zn+2O-22) -2 + NH+13 + H2O
+2 (+2 -4)=0
-3 +3 = 0
.
más 5 más 8 negativas= -3 .·. es el AGENTE REDUCTOR

a) De las sustancias iónicas se anotan los iones de manera separada por el signo de más,
señalando las cargas. Los óxidos y los compuestos covalentes no se separan en iones. Los
elementos tienen carga cero.
Zn0 + Na+ + (N+5O3)-1 + Na+ + (OH)-1

2Na++ (Zn+2O2)

-2

+1

+ N-3+H

3

+ H2O

b) Se simplifica la ecuación, eliminando de ella todas aquellas especies químicas que no
tienen cambios durante el proceso; los iones espectadores.
+1

Zn0 + Na+ + (N+5O3)-1 + Na+ + (OH)-1
Zn0 +

(N+5O3)-1 + (OH)-1

2Na++ Zn+2O2 + N-3+H
Zn+2O2 +

N-3H3 +

3

+ H2O

H2O

2.- Se anotan las semirreacciones, del AGENTE OXIDANTE y del AGENTE REDUCTOR
+2

a) El Zn pasó de cero del Zn0 elemental a +2 en el Na2Zn O2 perdió 2e-, se oxidó, .·.
es el AGENTE REDUCTOR. Escriba ésta semirreacción, así:
.
Zn0
Zn+2O2 + 2e.
Los e- perdidos se anotan en los productos b)
El N pasó de +5 en el NaN+5O3 a -3 en el N-3H3, se redujo, ganó 8 e- , (+5 + 8 e- = -3 )
.·. es el AGENTE OXIDANTE. Escriba ésta semirreacción, de la sig. Manera:
Los e- ganados se anotan en los reactivos

N+5 O3+ (OH)-1 + 8e-

N-3H3

Paso 3.- Para el balanceo de los oxígenos, en medio básico, agregar moléculas de agua del
mismo lado de la reacción donde hay exceso de éste . Los átomos de hidrógenos se equilibran
anotando grupos hidroxilos (OH-) en el lado contrario. D La suma de (OH)- de ambos lados es
para transformarla de medio ácido a medio básico formando agua . oxígeno

QuímWong

46

黄

3.a) Semirreacción de oxidación es decir del Agente Reductor .
REACTIVOS
0

Zn
Zn0
Zn0 + 4(OH)

PRODUCTOS

OBSERVACIONES

ZnO2 + 2eZnO2 + 2 H2O + 2e-

Si hay 2 Oxíg. en los productos sumarle 2 de H2O
Ahora vemos 4 H de productos .·.se anotan 4 OH)- en los Reactivos

ZnO2 + 2 H2O + 2e-

SEMIRREACCIÓN DE LA OXIDACIÓN BALANCEADA

3.b) Semirreacción de la reducción ( del Agente Oxidante)..
REACTIVOS

PRODUCTOS

OBSERVACIONES

N-3H3
Si hay 3 Oxígenos en los reactivos sumarle 6 de H2O .·.
NH3
habrá 12 H en reactivos y 3 en productos que se balancean
NH3 + 9(OH)anotándole 9 OH en los productos

N+5 O3 + 8e-

NO3 +6H2O + 8eNO3 + 6H2O + 8eNO3 + 6H2O + 8e-

NH3 + 9(OH)

SEMIRREACCION DE LA REDUCCIÓN BALANCEADA

4.- Se escriben las dos semirreaciones balanceadas, la del agente oxidante y la del
agente reductor. Y multiplique cada semirreacción por el número que iguale su cantidad
de electrones de reactivos y productos y después de igualados se eliminan.
(4)(Zn0+4(OH)-

ZnO2+2H2 + 2e- )

(1)(NO3 + 6H2O + 8e-

4Zn0+ 16(OH)

NH3+9(OH)- )

-

4ZnO2+ 8H2O +8e-

NO3 +6H2O + 8e-

NH3 + 9(OH)-

Paso 3. Se suman las dos semirreacciones, la de oxidación y la de reducción para hacer
de ellas una sola ecuación .
REACTIVOS
PRODUCTOS

4Zn0+ 16(OH)NO3 +6H2O + 8e.

4ZnO2+ 8H2O +8eNH3 + 9(OH)-

A los 16 (OH)- restarle los 9(OH)y a las 8H2O restarle las 6H2O

REACTIVOS
0

PRODUCTOS

-

4Zn + 16(OH) + NO3 +6H2O
4Zn0 + 16(OH)- - 9(OH)- + NO3
4Zn0 + 7(OH)- + NO3
4Zn0 +
NO3 + 7(OH)-

4Zn0 + NaNO3 + 7NaOH

4ZnO2+ 8H2O + NH3 + 9(OH)4ZnO2+ 8H2O - 6H2O + NH3
4ZnO2 + 2H2O + NH3 Reacomodando:
4ZnO2 + NH3 + 2H2O Ya completa:

4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

COMPROBACIÓN de balanceo de 4Zn0 + NaNO3 + 7NaOH
ELEMENTOS
De Zinc
De Sodio
De Nitrógeno
De Oxígeno
De Hidrógeno

ÁTOMOS EN LOS REACTIVOS
4
8
1
10
7

4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O
ÁTOMOS EN LOS PRODUCTOS
4
8
1
10
7
QuímWong

47

黄

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