Este documento proporciona información sobre reacciones químicas, incluyendo cómo escribir y ajustar ecuaciones químicas, factores que afectan las reacciones en disolución como electrolitos y precipitación, y principios básicos de oxidación-reducción. También cubre temas como reactivos limitantes, reacciones consecutivas y netas, y ácidos y bases.

1. LLIÇÓ 2
Ó

2. Reacción química
Monóxido de nitrógeno + oxígeno → dióxido de
nitrógeno
Paso 1: escriba la reacción utilizando símbolos
químicos.
Paso 2: ajuste la ecuación química.
2 NO + 1 O2 → 2 NO2

3. Representación molecular

4. Estrategia para ajustar ecuaciones
• Aj t en primer l
Ajuste i lugar l elementos que
los l t
aparecen solamente en un compuesto en cada
lado.
lado
• Ajuste en último lugar los elementos libres.
• En algunas reacciones hay grupos de átomos
que no se modifican. En estos casos, ajuste los
grupos como si se tratase de una unidad.
• Los coeficientes fraccionarios se pueden utilizar
utilizar,
así como eliminar al final multiplicando.

5. Ejemplo
Escritura y ajuste de una ecuación: la combustión de un compuesto formado
por carbono, hidrógeno y oxígeno (esta es la base del análisis por
combustión de un compuesto orgánico).
El trietilenglicol líquido, C6H14O4, se utiliza como disolvente y reactivo para
obtener los plásticos de polivinilo y el poliuretano. Escriba una ecuación
ajustada para su combustión completa.
Trietilenglicol

6. Chemical Equation:
q
15
6 7
C6H14O4 + O2 → CO2 + H2O
2
1. Balance C.
2. Balance H.
3. Balance O.
4. If you don’t like fractions multiply by two
2 C6H14O4 + 15 O2 → 12 CO2 + 14 H2O
+ 15 → 12 + 14 H O
and check all elements before you are fully satisfied.

7. Ejemplo
Factores de conversión adicionales en un cálculo estequiométrico: el
volumen, la densidad y la composición porcentual.
Una aleación que se emplea en estructuras de aviones está formada
por 93,7 por ciento de Al y 6,3 por ciento de Cu. La aleación tiene una
densidad de 2,85 g/cm3. Una pieza de 0,691 cm3 de esta aleación
reacciona con un exceso de HCl(aq). Si suponemos que todo el Al
p
pero nada del Cu reacciona con el HCl(aq), ¿qué masa de H2 se
( q), ¿q
obtiene?

8. Escriba la ecuación química:
Ajuste l
Aj t la ecuación química:
ió í i
2 Al + HCl → AlCl3 + H2
6 2 3
Agua

9. Una aleación que se emplea en estructuras de aviones está formada por 93,7 por ciento
de Al y 6,3 por ciento de Cu. La aleación tiene una densidad de 2,85 g/cm3. Una pieza
de 0,691 cm3 de esta aleación reacciona con un exceso de HCl(aq). Si suponemos que
( q) p q
todo el Al pero nada del Cu reacciona con el HCl(aq), ¿qué masa de H2 se obtiene?
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
Planifique la estrategia:
cm3 aleación → g aleación → g Al → mol Al → mol H2 → g H2
¡Necesitamos 5 factores de conversión!
Escriba la ecuación y realice los cálculos:
mH2 = 0 691 cm3 aleación ×
0,691 l ió 2 85 g aleación × 97 3 g Al
2,85 97,3 ×
1 cm 3 100 g aleación
1 mol Al
l × 3 mol H2 ×
l 2,016
2 016 g H2 = 0,207 g H2
26,98 g Al 2 mol Al 1 mol H2

10. Las reacciones químicas en
disolución
di l ió
• Es necesario un contacto próximo entre los
p
átomos, los iones y las moléculas para que
se produzca una reacción.
• Disolvente:
–N
Normalmente emplearemos l di l i
l t l las disoluciones
acuosas (aq).
• Soluto:
– Material disuelto por el disolvente.

11. Ejemplo
j p
Cálculo de la masa del soluto en una disolución de molaridad conocida.
Deseamos preparar 0 2500 L (250 mL) exactamente de una disolución
0,2500
acuosa de K2CrO4 0,250 M. ¿Qué masa de K2CrO4 debemos utilizar?
Planifique l estrategia:
Pl ifi la t t i volumen → moles → masa
l l
¡Necesitamos 2 factores de conversión!
Escriba la ecuación y realice los cálculos:
mK2CrO4 = 0 2500 L
0,2500 × 0 250 mol × 194 02 g = 12 1 g
0,250 194,02 12,1
1,00 L 1,00 mol

12. Dilución de una disolución
Mi × Vi
Mf × Vf
n
M=
V
Mi × Vi = ni = nf = Mf × Vf
Mi × Vi Vi
Mf = = Mi
Vf Vf

13. Ejemplo 4.10
j p
Preparación de una disolución por dilución.
Un determinado procedimiento de q
p química analítica requiere
q
utilizar una disolución de K2CrO4 0,0100 M. ¿Qué volumen de
una disolución de K2CrO4 0,250 M debemos diluir con agua para
preparar 0,250 L de disolución de K2CrO4 0 0100 M?
0 250 0,0100
Vi Mf
Planifique la estrategia: Mf = Mi Vi = Vf
Vf Mi
Realice los cálculos:
0,0100
0 0100 mol 1,000 L
VK2CrO4 = 0 2500 L
0,2500 L× × = 0 0100 L
0,0100
1,00 L 0,250 mol

14. 4.4 Determinación del reactivo
limitante
li it t
• El reactivo que se consume completamente
ti l t t
determina las cantidades de los productos
formados.
f d
87/1=87 83/1=83 168/2=83 328/4=82
Podré fer 82 informes

15. Ejemplo
j p
Determinación del reactivo limitante en una reacción.
El tricloruro de fósforo, PCl3, es un compuesto importante
, p p
desde el punto de vista comercial y es utilizado en la
fabricación de pesticidas, aditivos para la gasolina y otros
muchos productos Se obtiene por combinación directa del
productos.
fósforo y el cloro:
P4 (s) + 6 Cl2 (g) → 4 PCl3 (l)
( ) ()
¿Qué masa de PCl3 se forma en la reacción de 125 g de P4
con 323 g de Cl2?
Estrategia: compare la proporción molar
real con la proporción molar
requerida.

16. Ejemplo
j p
nCl2 = 323 g Cl2 × 1 mol Cl2 = 4,56 mol Cl2
,
70,91 g Cl2
nP4 = 125 g P4 × 1 mol P4 = 1,01 mol P4
1 01
123,9 g P4
n χ real = 4,55 mol Cl2/mol P4
χ= n
Cl2
χ teórica
ói = 6 00 mol Cl2/mol P4
6,00
P4
El gas de cloro es el reactivo limitante.

17. Strategy for calculation:
mol Cl2 mol PCl3 g PCl3
g Cl2 mol Cl2 mol PCl3
mass Cl2 → moles Cl2 → moles PCl3 → mass PCl3
Write the Equation and calculate:
1 mol Cl2 4 mol PCl3 137.3
137 3 g PCl3
mPCl = 323.g Cl2 × × ×
3
35.45 g Cl2 6 mol Cl2 1 mol PCl3
= 417 g PCl3

18. Reacciones consecutivas reacciones
consecutivas,
simultáneas y reacciones netas
• La síntesis que consta de varias etapas a
menudo es inevitable.
• Las reacciones que tienen lugar una tras otra
en secuencia se denominan reacciones
consecutivas.
• Cuando las sustancias reaccionan
independientemente y transcurren al mismo
p
tiempo, la reacción es una reacción
simultánea.

19. Reacciones netas e intermedios
• L reacción neta es una ecuación
La ió t ió
química que expresa todas las
reacciones que se producen en una
ú ca ecuac ó eta
única ecuación neta.
• Un intermedio es una sustancia que se
produce
prod ce en una etapa y se cons me en
na consume
otra etapa de una síntesis que consta
de varias etapas.

21. Electrolitos
• Algunos solutos se
pueden di i en
d disociar
iones en disolución.
• P d tener carga
Pueden
activa.

22. Tipos de electrolitos
p
• Electrolito fuerte se disocia por
completo.
– Buen conductor eléctrico.
• Electrolito débil se disocia en parte.
p
– Conductor eléctrico pero no muy bueno.
• No electrolito no se disocia
No-electrolito disocia.
– No conduce la corriente eléctrica.

23. Three Types of Electrolytes
No electrólito Electrólito fuerte Electrólito débil
CH3OH(aq) MgCl2(s) → Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq) CH3CO2H(aq) → CH3CO2-(aq) + H+(aq)
←

24. Ejemplo
Cálculo de las concentraciones iónicas en una disolución de un electrolito
fuerte.
¿Cuáles son las concentraciones de los iones aluminio y sulfato en
Al2(SO4)3 0,0165 M?
Ecuación química en equilibrio:
Al2(SO4)3 ( ) → 2 Al3+( ) +
(s) (aq) 3 SO42 ( )
2-(aq)

25. Ejemplo
Concentración de aluminio:
0,0165 mol Al2(SO4)3
, ( 2 mol Al3+
[Al] = × = 0,0330
0 0330 M Al3+
1L 1 mol Al2(SO4)3
Concentración de sulfato:
0,0165 mol Al2(SO4)3 3 mol SO42-
[SO42-] = × = 0,0495 M SO42-
1L 1 mol Al2(SO4)3

26. Reacciones de precipitación
p p
• Los iones solubles se
pueden combinar para
formar un compuesto
insoluble.
• Se produce la p
p precipitación.
p
• Un test para saber si un agua
es rica en cloruros:
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s)
AgNO3 (aq) + NaCl(aq) → AgCl(s)+NaNO3 (aq)

27. Silver Nitrate and Sodium Iodide
AgNO3(aq) NaI(aq) AgI(s)
Na+(aq) NO3-(aq)

28. Ecuación iónica neta
Reacción de precipitación global:
AgNO3(aq) +NaI (aq) → AgI(s) + NaNO3(aq)
Ecuación iónica neta:
Iones espectadores
Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + I-(aq) →
AgI(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)
Ecuación iónica neta:
Ag+(aq) + I-(aq) → AgI(s)

29. Reacciones ácido-base
• Del latín acidus:
– Sabor agrio.
• Del árabe al-qali (cenizas de ciertas plantas):
– Sabor amargo.
• Svante Arrhenius 1884, teoría ácido-base.

30. Ácidos
• Los ácidos proporcionan H+ en disolución acuosa.
• Ácidos fuertes: HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
• Ácidos débiles: CH3CO2H(aq)
( q) ←
→ H+(aq) + CH3CO2-(aq)
( q) ( q)
Bases
• Las bases proporcionan OH- en disolución acuosa.
• Bases fuertes: NaOH(aq) 2
→ Na+(aq) + OH-(aq)
HO
• Bases débiles: NH3(aq) + H2O(l)
( q) () ← OH-(aq) + NH4+(aq)
→ ( q) ( q)
• Un ácido y una base reaccionan para dar sal + agua

31. Reaccions oxidació-reducció
Fe2O3(s) + 2 Al(s) → Al2O3(s) + 2 Fe(s)

32. Principios generales de la oxidación-
reducción
• L h
La hematites se convierte en hi
tit i t hierro en un alto
lt
horno.
Δ
Fe
F 2O3( ) + 3 CO( ) → 2 F (l) + 3 CO2( )
(s) CO(g) Fe(l) (g)
• La oxidación y la reducción siempre se
p
producen de forma conjunta.
j
Fe3+ se reduce a hierro metálico.
CO(g) se oxida a dióxido de carbono.

33. Cambios en el estado de oxidación
• I di
Indicar l estados d oxidación:
los t d de id ió
+3 -2 +2 -2 0 +4 -2
4 2
Δ
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(l) + 3 CO2(g)
Fe3+ se reduce a hierro metálico.
CO(g) se oxida a dióxido de carbono.

34. Oxidación y reducción
• Oxidación:
– El estado de oxidación de algún elemento
aumenta en la reacción
reacción.
– Los electrones se encuentran a la derecha de la
ecuación.
• Reducción:
– El estado de oxidación de algún elemento
disminuye en la reacción.
– L electrones están a l i
Los l t tá la izquierda d l
i d de la
ecuación.

35. Zinc en sulfato de cobre(II)
( )
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu

36. Semirreacciones
• La reacción es el resultado de dos
semirreacciones:
Oxidación: Zn(s)
Z ( ) → Z 2+( ) + 2 e-
Zn (aq)
Reducción: Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
Reacción neta:
R ió t Cu (aq) Z ( )
C 2+( ) + Zn(s) → C ( ) + Z 2+( )
Cu(s) Zn (aq)

37. Agentes oxidantes y reductores
g
• U agente oxidante ( oxidante):
Un t id t (un id t )
– Contiene un elemento cuyo estado de
oxidación disminuye en la reacción
redox.
• Un agente reductor (un reductor):
– Contiene un elemento cuyo estado de
oxidación aumenta en la reacción redox.

38. Ejemplo
Identificación de los agentes reductores y oxidantes.
El peróxido de hidrógeno, H2O2, es un producto químico muy versátil. Entre
sus aplicaciones se incluyen el blanqueado de la pulpa de madera y de telas y
la purificación de aguas, en sustitución del cloro. Uno de los motivos de esta
versatilidad es que p
q puede actuar tanto como agente oxidante como agente
g g
reductor. Investigue si en las siguientes reacciones el peróxido de hidrógeno
actúa como agente oxidante o agente reductor.

39. Ejemplo
a) H2O2( ) + 2 Fe2 ( ) + 2 H+ → 2 H2O( ) + 2 Fe3 ( )
) (aq) 2+(aq) O(l) 3+(aq)
El hierro se oxida y el
peróxido se reduce.
b) 5 H2O2(aq) + 2 MnO4-(aq) + 6 H+ → 8 H2O(l) + 2 Mn2+(aq) + 5 O2(g)
El manganeso se reduce y el
peróxido se oxida.

40. Ajuste de las reacciones de
oxidación-reducción
oxidación reducción
• S l
Solamente un pequeño número d
t ñ ú de
ecuaciones redox puede ajustarse por
simple tanteo.
• Necesitamos un enfoque sistemático
sistemático.
• Método de la semirreacción (ión-electrón).

41. Ajuste de las ecuaciones en medio
ácido
• Escriba las ecuaciones para las
semirreacciones.
i i
– Ajuste todos los átomos excepto los que no sean
ni de H ni de O
O.
– Ajuste el oxígeno utilizando H2O.
– Ajuste el hidrógeno utilizando H+.
– Ajuste la carga utilizando e-.
• Iguale el número de electrones en las dos
semirreacciones.
• Sume las dos semirreacciones para obtener
la reacción total.
• Compruebe el ajuste
ajuste.

42. Ajuste en disolución básica
j
• OH- d b aparecer en l
debe lugar d l H+.
del
• Tratar la ecuación como si fuese en medio
ácido.
– Después añadir OH- a cada lado y neutralizar H+.
– Eliminar el H2O que aparece a ambos lados de la
q p
ecuación.
• Comprobar el ajuste.
p j

43. Ejemplo
Ajuste de la ecuación de una reacción redox en medio ácido.
La reacción descrita abajo se utiliza para determinar la concentración de ion
sulfito presente en las aguas residuales de una planta productora de papel.
Escriba la ecuación ajustada para esta reacción en medio ácido.
SO32-(aq) + MnO4-(aq) → SO42-(aq) + Mn2+(aq)

44. Ejemplo
Determine los estados de oxidación:
+4 +7 +6 +2
SO32-(aq) + MnO4-(aq) → SO42-(aq) + Mn2+(aq)
Escriba las semirreacciones:
SO32-(aq) → SO42-(aq)
2 2
MnO4-(aq) → Mn2+(aq)
Ajuste los átomos que no sean de H ni de O:
El ajuste ya está h h para l elementos.
j t tá hecho los l t

45. Ejemplo
Ajuste los oxígenos añadiendo H2O:
H2O(l) + SO32-(aq) → SO42-(aq)
MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
2
Ajuste los hidrógenos añadiendo H+:
j g
H2O(l) + SO32-(aq) → SO42-(aq) + 2 H+(aq)
8 H+(aq) +MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
Añada electrones para ajustar las cargas:
H2O(l) + SO32-(aq) → SO42-(aq) + 2 H+(aq) +2e-
5e- + 8 H+(aq) +MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4 H2O(l)

46. Ejemplo
Multiplique todas las semirreacciones para ajustar e-:
5 H2O(l) + 5 SO32-(aq) → 5 SO42-(aq) + 10 e-(aq) + 10 H+(aq)
16 H+(aq) + 10 e-(aq) + 2 MnO4-(aq) → 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l)
Añada ambas ecuaciones y simplifique:
5 SO32-(aq) + 2 MnO4-(aq) + 6H+(aq) → 5 SO42-(aq) + 2 Mn2+(aq) + 3 H2O(l)
Compruebe el ajuste.
I en medi bàsic?
5 SO32- + 2 MnO4- + 6H+ + 6 OH- → 5 SO42- + 2 Mn2+ + 3 H2O + 6 OH-
5 SO32- + 2 MnO4- + 6 H2O → 5 SO42- + 2 Mn2+ + 3 H2O + 6 OH-
5 SO32- + 2 MnO4- + 3 H2O → 5 SO42- + 2 Mn2+ + 6 OH-

47. Disproportionation Reactions
• Th same substance i b th
The b t is both
oxidized and reduced.
• Some have practical significance
– Hydrogen peroxide
2 H2O2(aq) → H2O(l) + O2(g)
– Sodium thiosulphate
S2O3 2-(aq) +2 H+(aq) → S(s) + SO2(g) + H2O(l)
( q) ( q) ( ) ()

48. Posibles estados de oxidación del
nitrógeno
Podem fer quelcom similar amb el carboni?

49. Ejemplo
Estandarización de una disolución para su posterior utilización en
valoraciones redox.
Un trozo de alambre de hierro que pesa 0,1568 g se convierte en Fe2+(aq) y
necesita para su valoración 26,42 mL de una disolución de KMnO4(aq). ¿Cuál
es la molaridad de KMnO4(aq)?
( q)
5 Fe2+(aq) + MnO4-(aq) + 8 H+(aq) → 4 H2O(l) + 5 Fe3+(aq) + Mn2+(aq)

50. Ejemplo
5 Fe2+(aq) + MnO4-(aq) + 8 H+(aq) → 4 H2O(l) + 5 Fe3+(aq) + Mn2+(aq)
Determine la cantidad de KMnO4 que se consume en la valoración:
1 mol Fe 5 mol Fe 2+
n = 0 ,1568 g Fe
55 , 847 g Fe 5 mol Fe
1 mol MnO − 1 mol KMnO
4 4 = 5 , 615 x 10 − 4 mol KM O4
KMnO
5 mol Fe 2+
1 mol MnO4−
Determine la concentración:
−
5,615 x 10 4 mol KMnO4
[ KMnO4 ] = = 0,02140M KMnO4
0,02624L

51. PROBLEMES