Reacciones Reacciones QuímicasQuímicasECUACIÓN QUÍMICA : Representación gráfica de una reacción química en

términos de fórmulas químicas. Una ecuación química debe dar el máximo de información de las condiciones en que se efectúa la operación, como:

a) Señalar reactivos y productos:

b) Indicar el estado físico de cada sustancia que participa en la reacción

c) Indicar si la reacción necesita, presión, temperatura o catalizador.

d) Siempre balanceada con los números enteros mas pequeños posibles.

Pt 2H2O2 (ac) → 2H2O (l) + O2 (g)

Ecuaciones Moleculares, Iónicas, y iónicas Ecuaciones Moleculares, Iónicas, y iónicas

netas o esenciales.netas o esenciales.

Ecuaciones moleculares: se escriben como si todas las sustancias fuesen moléculas, aún cuando pueden estar en soluciones como iones. Se emplean para cálculos estequiometricos y sobretodo en proceso de combustión de metales y no metales y en todo proceso en fase gaseosa.

Δ a) 3CuO (s) + 2NH3 (g) ------------→ 3Cu (s) + N2 (g) + 3 H2O(g)

UVb) CH4 (g) + Cl2 (g) ----------→ CH3Cl (g) + HCl (g)

c) Ba(OH)2 (ac) + Na2CO3 (ac) ------→ BaCO3 (s) + 2 NaOH (ac)

En esta última ecuación, no se señala que en la reacción hay iones en solución involucrados:

Ba+2 (ac) + 2OH – (ac) + 2Na + (ac) + CO3 2- (ac) ----- BaCO3 (s) + 2 Na + (ac) + 2 (OH)- (ac)

y así tenemos expresada una ecuación iónica

Reglas para convertir una ecuación molecular en iónica. Toda sustancia soluble en agua se pueden escribir como iones ( Na + , Cl - )

las insolubles se representan por la fórmula y el subíndice (s) ( AgCl (s) ).

Ácidos y bases fuertes en solución acuosa se escriben siempre como iones.

El resto electrolitos débiles, no electrolitos, se representan por sus formulas

moleculares ( H2O (l) ).

Iones espectadores

Ba+2 (ac) + 2OH- (ac) + 2Na+ (ac) + CO3

-2 (ac) → BaSO4 (s) + 2Na+ (ac) + 2OH- (ac)

Ba+2 (ac) + CO3 -2 (ac) → BaCO3 (s) ( E.I.E ó E.I.N.)

EJEMPLOS ( E.M) HClO4 (ac) + KOH (ac) → KClO4 (ac) + H2O (ac)

( E. I ) H+ (ac) + ClO4-

(ac) + K+ (ac) + OH-

(ac) → K+ (ac) + ClO4 -

(ac) + H2O (l)

( E.I.E) H+ (ac) + OH-

(ac) → H2O (l)

( E.M.) H2SO4 (ac) + 2NH3 (ac) → ( NH4) 2 SO4

( E.I ) 2H+ (ac) + SO4 2- (ac) + 2NH3 (ac) → 2NH4

+ (ac) + SO4

-2 (ac)

( E. I. E) H+ (ac) + NH3 (ac) → NH4 + (ac)

HIDROLISISHIDROLISIS

Al disolver una sal en agua puede producirse Al disolver una sal en agua puede producirse una variación de pH del agua pura, debido una variación de pH del agua pura, debido a una reacción de la sal con el agua a una reacción de la sal con el agua ( Hidrólisis).( Hidrólisis).

Hay diferentes tipos de reacciones de Hay diferentes tipos de reacciones de hidrólisis:hidrólisis:

1. Sal proveniente de una base fuerte y de 1. Sal proveniente de una base fuerte y de un ácido fuerteun ácido fuerte

KNOKNO33 (ac)(ac) → K → K++ (ac) (ac) + NO+ NO33 –– (ac) (ac)

no hay reacción de hidrólisis, porque el no hay reacción de hidrólisis, porque el potasio es el ácido conjugado débil de una potasio es el ácido conjugado débil de una base fuerte , y el ion nitrato es la base base fuerte , y el ion nitrato es la base conjugada débil de un acido fuerteconjugada débil de un acido fuerte

de un ácido fuerte ( se dice que la sal es de un ácido fuerte ( se dice que la sal es neutra , no tiene carácter ácido o básico)neutra , no tiene carácter ácido o básico)

2. Sal proveniente de un ácido débil y de 2. Sal proveniente de un ácido débil y de una base fuerte:una base fuerte:

CHCH33COONa COONa ( ac)( ac) → CH → CH33COOCOO-- (ac)(ac) + Na + Na+ + (ac)(ac)

base conj. fuerte ac. conj. débilbase conj. fuerte ac. conj. débil

CHCH33COOCOO--(ac)(ac) + H + H220 → CH0 → CH33COOH COOH (ac)(ac) + OH + OH--(ac) (ac)

(carácter basico) (carácter basico)

3. Sal proveniente de un ácido fuerte y una base 3. Sal proveniente de un ácido fuerte y una base débil débil (ac)(ac)

NHNH44Cl (ac) → NHCl (ac) → NH44+ + + Cl+ Cl-- (ac) (ac)

ac.conj.fuerte ac.conj.fuerte b. conj. débil b. conj. débil

NHNH44+ +

(ac)(ac) + H + H220 → NH0 → NH3 (ac)3 (ac) + H + H33OO++

(carácter ácido)(carácter ácido)

TIPOS DE REACCIONES : AB + CD → AD + BC.

1.Reacciones de precipitación:

Ecuación Molecular:

2KI (ac) + Pb(NO3)2 (ac) → PbI2 (s) + 2KNO3 (ac)

Ec. Iónica: 2K+ (ac) + 2I- (ac) + Pb+2 (ac) + 2NO3 – (ac) → 2K+ (ac) + 2NO3

- (ac) + PbI2 (s)

( E.I.E) : Pb+2 (ac) + 2I- (ac) → PbI2 (s)

3. Formación de una sal compleja

( E.M.) Cu(NO3)2 (ac) + 4NH3 (ac) → [ Cu (NH3)4] (NO3)2 (ac)

(E..I.) Cu +2 (ac) + 2NO3-

(ac) + 4NH3 (ac) → [Cu (NH3)4 +2 (ac) + 2NO3-

(ac)

( E.I.N.) : Cu+2 (ac) + 4NH3 (ac) → [ Cu (NH3)4] +2 (ac)

4. Formación de producto gaseoso.

Na2CO3 (ac) + 2HCl (ac) → 2NaCl (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

(E.I.) : 2Na+(ac) + CO3 2- (ac) + 2H+ (ac) + 2Cl- (ac) → 2Na+ (ac) + 2Cl- (ac) + H2O

(l) + CO2 (g)

( E. I. N.) : CO3 2- (ac) + 2H+ (ac) → H2O (l) + CO2 (g)

5. Reacción ácido - base.

(E. M.) : H2SO4 + 2 LiOH → Li2SO4 + 2H2O ( E. I.) : 2H+

(ac) + SO4 2- ( ac) + 2Li+ (ac) + 2OH- (ac) → 2Li+ (ac) + SO4 -2 (ac) + 2H2O (l)

( E.I.N.) 2H+ (ac) + 2OH- (ac) → 2H2O (l)

H+ (ac) + OH- (ac) → H2O (l)

REACCIONES DE OXIDO REDUCCION

Se emplea en obtención de elementos químicos en la minería , en organismos vivos la energía que se ocupa para realizar ciertas funciones vitales proviene de reacciones de oxido reducción.

Ca (s) + O2 (g) → 2CaO (s )

El que se oxida agente reductor, el que se reduce agente oxidante. nº de electrones cedidos igual al nº de electrones captados. Regla: Todo elemento aislado Pb , O2, 03. P4, S8 = O

El H = 1 el O = -2 ( menos en el peróxido de hidrógeno = -1)

Los no metales presentan valencia negativa, menos cuando se combinan con el oxigeno. Los metales valencia positiva. FLUOR siempre = -1.Un compuesto que no sea ion debe tener una carga total igual a O.( CaCl2)Calcule la valencia del cromo en el compuesto Cr2O7 2-

Qué ocurre en compuestos no iónicos :

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)

dónde no hay transferencia total de electrones como para formar iones como en el CaO, se habla entonces del término de Estado de Oxidación o Número de Oxidación , que se define como el número de cargas que un átomo tendría en una molécula o compuesto iónico, si los electrones hubiesen sido transferidos completamente desde el elemento mas electropositivo al mas electronegativo. Puesto que el enlace H-Cl es covalente polar , y como el átomo de hidrógeno es el mas electropositivo tendrá un E.O. = +1 y el Cl = - 1

Igualación de reacciones redox mediante el método ion- electrón.

1. Observar en la reacción cuales son los elementos que cambian su estado de oxidación. 2. Separar la reacción en dos semireacciones : una de oxidación y otra de reducción. 3. Balancee los átomos que cambian sus números de oxidación en c/u de las semireacciones.4. Equilibre los átomos de oxigeno y de hidrógeno en cada s/ reacción.

SI LA SOLUCIÓN SE REALIZA EN MEDIO ÁCIDO. a) Por cada átomo de oxigeno que se necesite , agregue una molécula de agua en el lado deficiente en oxigeno. b) Agregue H+ para equilibrar los hidrógenos, en el lado deficiente.

SI LA SOLUCION SE REALIZA EN MEDIO ALCALINO O BÁSICO. a) Por cada átomo de oxigeno que se necesite, agregue 2 iones OH- al lado deficiente en oxigenos y una molécula de agua al lado opuesto de la semireacción b ) Por cada átomo de hidrogeno que se necesita agregue una molécula de agua en el lado deficiente de hidrógeno y un ion OH- al lado opuesto de la semireacción.

5. Para igualar las cargas a ambos lados de la semireacción, emplee electrones.

6. Si es necesario multiplique una o ambas semireacciones para igualar el número de electrones empleados en cada una de ellas.

7. Sume las semireacciones, en la adición cancele los términos comunes en ambos lados de la ecuación final.

EJERCICIOS :

1) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + Mn +2 + ……..

2Fe+2 → 2Fe +3 + 2e - / 5 5 e - + MnO4 - + 8 H+ → Mn +2 + 4H2O / 2 -------------------------------------------------------------------------10Fe+2 + 2MnO4

- + 16H+ → 10 Fe +3 + 2 Mn +2 + 8H2O

Escribir ahora la ecuación molecular

10 FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5 Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O

MnO4- + S 2- + H2O → MnO2 + Sº (alcalino)

3 e - + MnO4 - + 2H2O → MnO2 + 4 OH- / .2

S 2- → Sº + 2e- / . 3--------------------------------------------------------------------- 2 MnO4 - + 4 H2O + 3 S2- → 2 MnO2 + 8 OH- + 3 Sº

3) Cl2 + NaOH → Cl - + ClO3 - + ............

2 e- + Cl2 → 2Cl- / 5 12 OH- + Cl2 → 2ClO3

- + 6H2O + 10e- ------------------------------------------------------------- 6 Cl2 + 12 OH - → 10 Cl - + 2ClO3

- + 6 H2O

3Cl2 + 6 OH - → 5 Cl- + ClO3- + 3H2O

ESTEQUIOMETRÍAESTEQUIOMETRÍA

INTRODUCCIÓN : Estudio de las leyes que rigen las relaciones entre los INTRODUCCIÓN : Estudio de las leyes que rigen las relaciones entre los pesos de los elementos, la composición de los compuestos y sus reaccionespesos de los elementos, la composición de los compuestos y sus reacciones

ELEMENTO : Sust. que no puede descomponerse en otra mas sencilla.ELEMENTO : Sust. que no puede descomponerse en otra mas sencilla.

COMPUESTO : sust. formada por dos o mas elementos diferentes que sólo COMPUESTO : sust. formada por dos o mas elementos diferentes que sólo por medios químicos pueden descomponerse.por medios químicos pueden descomponerse.

LEYES QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICALEYES QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICA

LEY DE PROUST : los pesos de los elementos que intervienen en la formación LEY DE PROUST : los pesos de los elementos que intervienen en la formación de un compuesto, están siempre en una relación constantede un compuesto, están siempre en una relación constante

HH22 + ½ O + ½ O2 2 → H → H22OO

2 at 1 at. 1 molécula2 at 1 at. 1 molécula

LEY de LAVOISSIER. La materia no se crea ni se destruye. Ley de LEY de LAVOISSIER. La materia no se crea ni se destruye. Ley de conservación de la materia.conservación de la materia.

HCl + NaOH → NaCl + HHCl + NaOH → NaCl + H22OO36,5 g 40 g 58,5 g 18 g36,5 g 40 g 58,5 g 18 g

HCl + NaOH HCl + NaOH →→ NaCl + H2O NaCl + H2O

NaOH + HCl NaOH + HCl → NaCl + H→ NaCl + H22OO40 g + 36,5 g 58,5 g + 18 g40 g + 36,5 g 58,5 g + 18 g

76,5g 76,5g76,5g 76,5g

LEY DE DALTON: Ley de las proporciones múltiples. LEY DE DALTON: Ley de las proporciones múltiples. Cuando dos elementos forman una serie de compuestos, Cuando dos elementos forman una serie de compuestos,

la razón de las masas del segundo elemento que se la razón de las masas del segundo elemento que se combina con un gramo del primer elemento se puede combina con un gramo del primer elemento se puede

reducir siempre a pequeños números enteros . reducir siempre a pequeños números enteros .

S + O → SO 1g S → 0,5 g deO S + O → SO 1g S → 0,5 g deO

S + OS + O2 2 → SO → SO2 2 1g S → 1 g de O 1g S → 1 g de O

S + 3/2 O S + 3/2 O2 2 → SO → SO33 1 g S → 1,5 g de O 1 g S → 1,5 g de O

( Relación : 1 : 2 : 3)( Relación : 1 : 2 : 3)

LEY DE RICHTER : o “Ley de las proporciones recíprocas” Las cantidades de dos o mas sustancias que se combinan con una cantidad fija de otra sustancia, son las mismas que se combinan entre si o múltiplos sencillas de ellas.

En CCl4 1g. de C ………………………. 11,88 g. de Cl. CO2 1g. de C ……………………… 2,67 g de O Cl2O la relación de pesos entre ellos es 11,88 a 2,67.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON:

1. Cada elemento esta constituído por pequeñas partículas llamadas átomos.

2. Todos los átomos de un mismo elemento son iguales.

3. Los compuestos químicos se forman cuando los átomos se combinan unos con otro. Un compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo y tipos de átomos.

4. Los átomos de los elementos pueden combinarse en mas de una proporción entera y sencilla para formar compuestos.

MASA ATÓMICA (Peso atómico.) Átomo partícula pequeñísima, como pesarla ?Posee 10 16 átomos. hay que elegir un átomo que actué como referencia o Standard.H = 1 , O = 16 , C12 = 12.

Por lo tanto , peso atómico de un elemento es el peso de átomo comparado con el peso del isótopo 12 del átomo de carbono al que se le ha asignado un valor de 12 u.m.a.u.m.a. es la 1/12 ava parte de la masa del átomo de carbono , al cual se le asigna el peso de su isótopo mas abundante.

Masa Molecular( Peso Molecular) : de un compuesto, es la suma de los pesos atómicos de los átomos que lo componen.

Concepto de mol : es la cantidad de una sustancia dada que contiene tantas moléculas o peso fórmula como átomos estén presentes en 12g. de C12 El nº de átomos que hay en 12 g de C12 se llama nº de AVOGADRO = 6,02 . 10 23

1 Mol de una sustancia, contiene un número de Avogadro de átomos , iones moléculas,, peso fórmula etc.

Para toda sust. el peso de un mol de moléculas ( masa molar) esta expresado en grs. y es igual a su masa molecular o peso fórmula expresado en u.m.a.

1 Mol de Na2CO3 contiene 6,02 . 10 23 peso fórmula o unidades formulas de Na2CO3 . Pero c/ unidad fórmula contiene 2 iones Na+ y 1 ion CO3 2- Por lo tanto un mol de Na2CO3 contiene 2. 6,02 . 10 23 iones Na+ y 6,02 . 10 23 iones CO3 2-

MOL : 6,02 . 10 23 cosas

1mol de átomos de hidrógenos = 6,02 . 10 23 atomos , un mol de O2 (moléculas ) contiene 6,02 . 1023 moléculas y 2 . 6,02. 10 23 átomos de oxigeno.El peso de un mol de átomos de un elemento ( átomo gramo) es igual a su peso atómico expresado en gramos. ( * )

PROBLEMA 1. Un átomo de americio pesa 243 u.m.a. ¿ Cuántos g. pesan 6 átomos de americio?.

6,02 . 1023 at. 6 at. ----------------- = ------------- x = 2,41 . 10-21 g 243 g x

2. Cuántos moles de Helio hay en 6,46 g . de Helio P.A. He = 4 u.m.a.

6,46 gNº de moles de He = --------------- = 1,61 moles 4,00 g.

REACTIVO LIMITANTE : Cuando se lleva a cabo una reacción no siempre los reactantes están en cantidades estequiométricas. Reactivo limitante es aquel que se consume primero en una reacción y se llama así porque la cantidad de producto que se forma depende de este reactivo.

Reactivo en exceso es aquel que se encuentra en mayor cantidad.

PROBLEMA El SF6 se forma a partir de la siguiente reacción Δ S (l) + 3 F2 (g) → SF6 (g)

Si se hacen reaccionar 4 moles de azufre con 20 moles de F2

a) Cuantos moles de SF6 se forman b ) Cuantos moles del reactivo en exceso quedan sin reaccionar

DESARROLLO

Se busca el reactivo limitante , y a partir de este reactivo se calcula la cantidad de producto ( SF6) que se origina

1 mol de S 4 moles de S………………… = ---------------- X = 12 moles de F2

3moles de F2 X

S reactivo limitante 1mol S 4 moles de S ------------ = --------------- 1 mol SF6 X = 4 moles de SF6

b) Cuántos moles del reactivo en exceso quedaron sin reaccionar ?

20 - 12 = 8 moles de F2.

PROBLEMA:

El cloro puede prepararse por la reacción

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 (g) + 2 H2O

a) cuántos g. de HCl se requieren para reaccionar con 25 g de MnO2

b) Cuántos g. de cloro gaseoso se producen en la reacción.

Datos: PM. MnO2 = 86,9 HCl = 36,5 Cl2 = 71 ( u.m.a.)

86,9 g de MnO2 25 g MnO2

-------------------- = ------------- 4 . 36,5 g HCl x = 42 g HCl

86,9 g de MnO2 25 g de MnO2

-------------------- = ------------------- 71 g Cl2 x = 20,4 g de Cl2

RENDIMIENTO DE REACCIONES.

La cantidad de reactivo limitante al comienzo de la reacción, esta relacionada con la cantidad de producto que se obtiene desde esa reacción. Esta cantidad se llama rendimiento de la reacción.Hay 3 tipos de rendimientos:

Rendimiento teórico : es la cantidad de producto que debiera formarse cuando la ecuación ha sido balanceada y todo el reactivo limitantehaya reaccionado. ( es la máxima cantidad de producto que se puede formar )

Rendimiento real: es generalmente menor que el teórico (reacciones reversibles, reacciones secundarias, mala manipulación etc )

% de rendimiento . Es la razón entre el rendimiento real y el teórico y se define como:

rend. real % de rendimiento = ------------------ x 100 rend. teórico

PROBLEMA.

Para la obtención de CH3COOH en la industria se hace reaccionar metanol líquido con monóxido de carbono en presencia de un catalizador

CH3OH (l) + CO (g) → CH3COOH (l)

Si se hacen reaccionar 15 g de metanol con 10 g de CO, cual es el rendimiento teórico de la reacción. Si el rendimiento real es 19,1 g. Cuál es el % de rendimiento de la reacción ?

Datos : P.A. (u.m.a.) C =12 , O = 16 H = 1

Transformar a moles : moles de metanol 15g / 32g/mol = 0,469 molesmoles de CO = 10g / 28 g /mol = 0,357 moles

Por lo tanto se forman 0,357 moles de CH3COOH , es decir 0,357 mol x 60 g/mol = 21, 4 g.

rendimiento : 19,1g / 21,4 g x 100 = 89,2 %

PROBLEMA En la industria , la urea se prepara a partir de la siguiente reacción : 2NH3 (g) + CO2 (g) → (NH2)2 CO + H2O 2 moles 1 mol 1 mol

Si se hacen reaccionar 637,2 g de NH3 con 1142 g. de CO2. Cuál es el reactivo limitante?. Cuántos g. de urea se forman . Cuántos g. de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? P.A. H = 1, N = 14, C = 12, 0 = 16 (u.m.a)

Transformar a moles. Moles de NH3 = 637,2g / 17 g/mol = 37,42.Moles de CO2 = 1142g / 44g/mol = 25,92

Por lo tanto el reactivo limitante es el NH3 , no existe suficiente cantidad para reaccionar con toda el CO2 presente.

2 moles de NH3 37,42 moles de NH3

-------------------------- = ------------------------------1 mol de (NH2)2CO X = 18,71 moles de urea

Gramos de ( NH2)2CO = 18,71 moles . 60 g/mol = 1124 g.

Gramos del reactivo en exceso sin reaccionar:

25,92 moles de CO2 - ( 37,42 / 2) . 44g/mol = 318,6 g. o bien

1 mol de CO2 x X = 18,71 moles de CO2. ---------------- = ------------ 2 moles de NH3 37,42 moles de NH3

Como tenemos 25,92 moles de CO2, quedan sin reaccionar : 25,92 - 18,71 = 7,24 moles x 44 g / g/ mol = 318,6 g

. CALCULO DEL ANALISIS PORCENTUAL A PARTIR DE UNA FORMULA

.La masa porcentual de un elemento en un compuesto, es el número de gramos

de A en 100 gramos del compuesto.

grs de A en el compuesto% de A = ---------------------------- x 100 grs del compuesto

PROBLEMA Calcule la composición porcentual de cada elemento en el CH20

1mol de CH20 = 30 g/mol contiene 1 mol de C =12 g, 2 moles de H (2x1)g. y 1mol de oxigeno = 16 g

.% C = (12g / 30g ) x 100 = 40 % H =( 2x1g / 30g) x100 = 6,73

% de O = 100% - ( 40% + 6,73% ) = 53,3 %.

Cuántos gramos de carbono hay en 83,5 g. de CH2O

. 83,5 x 0,4 = 33,4 g.

DETERMINACIONES DE FORMULAS.

Fórmula Empírica : El análisis porcentual de un compuesto nos conduce a la formula empírica, fórmula más simple de un compuesto. Es la fórmula de una sust. escrita con los subíndices mas pequeños, no señala el el nº real de átomos presentes en la molécula, sino que la relación de ellos en la molécula. Se puede dar el caso de compuestos que contengan diferente fórmula molecular, pero igual fórmula empírica Ej. C2H2 , C6H6 , sus formulas empíricas son CH e igual composición porcentual ( 92,3% C y 7,7% de H).

Formula Molecular. Nos señala el nº real de átomos en una moléculaSe necesita conocer : Composición porcentual y peso molecular ( lo que permite elegir el múltiplo adecuado de la fórmula empírica para determinar la fórmula molecular)

PROBLEMA. Calcular la fórmula empírica de un compuesto que esta constituído por 17,5 % de Na, 39,7 % de Cr y 42,8 de O en masa porcentual.

llevar todos los átomos a moles :

Moles de Na = 17,5 g / 23 g/mol = 0,761 mol

moles de O = 42,86g / 16g/mol = 2,68

moles de Cr = 39,7 g/ 52g/mol = 0,76

Para ver la relación entre ellos se divide por el más pequeño :

Na = 0761/ 0,761 = 1 O = 2,68/ 0,761 = 3,51 Cr = 0,76/ 0,761 =1

Para que todos los subíndices sean enteros multiplicamos x 2

Na2Cr2 O7

PROBLEMA:

La glucosa es un azúcar simple que contiene 40% de C, 6,73% de H y 53,3 % de O, su peso molecular es de 180, Determine la fórmula molecular de la glucosa.

1º se calcula el nº de moles de átomos de C , H y O

moles de C = 40g/ 12g/mol = 3,3 moles de H = 6,73g / 1g/mol = 6,7 moles de O = 53,3 / 16 g/mol = 3,3. Fórmula Empírica = CH2O ( 30 )

Peso molecular 180 n = ----------------------- = --------- = 6 Peso fórmula empírica 30

Formula molecular = n x fórmula empírica. 6 x CH2O

Fórmula molecular = C6H12O6

CALCULO DEL ANALISIS PORCENTUAL DE UNA MUESTRA A PARTIR DEL MÉTODO DE COMBUSTIÓN

El ácido acético contiene sólo C , H y O. Una muestra de 4,24 mg, se queman completamente y se obtienen 6,21 mg de CO2 y 2,54 mg de H2O. ¿ Cuál es

el % en peso ( masa) de cada elemento en el ácido acético?

12 g. de C x--------------- = ---------- x = 1,69 . 10 -3 g. de C 44 g de CO2 6,21 . 10 -3 g de CO2

2,016 g de H x x = 2,85 . 10 -4 g de H.--------------- = --------------18 g. de H2O 2,54. 10 -3 g de H2O

Calcular el % en masa de C e H en el ácido acético.

% en masa de C = 1,69 mg. / 4,24 mg. x 100 = 39,9 % % en masa de H = 0,285 mg / 4,24 mg x 100 = 6,72%% en masa del O = 100% - ( 39,9 % + 6,72% ) = 53,4 %

ESTEQUIOMETRÍA CON COMPUESTOS GASEOSOS.

Leyes que lo rigen:

Ley de Boyle a T cte : V α 1/ P

Ley de Charles : a P cte y n cte. V α T Ley de Avogadro : a P y T cte. V α n. = Un mol de cualquier gas contiene el mismo nº de moléculas ( 6,02 . 10 23 ) y ocupan un mismo volumen de 22,4 lts a una temperatura y presión dada ( 0ºC o 273º K y 1 atm. de presión)

V α nT / P , V = n R T/ P R = cte de proporcionalidad.

R = P V / n T = 1 atm . 22,4 lts / 1mol . 273ºK = 0,082 lt. atm / mol ºK

1 lt.atm = 24,12 cal. R = 1,987 cal / mol . ºK

P . V = n . R .T ( ecuacion de los gases ideales )

PROBLEMA 1: 100g. de muestra de Zn al 95% de pureza son tratados con HCl. ¿ Que volumen de hidrógeno se origina? ( STP) P.A . Zn = 65,35 (u.m.a.)

Zn (s) + 2HCl → ZnCl2 (ac) + H2 (g) 65,35 g 22,4 lts.. 95 g x = 32, 6 lts

PROBLEMA 2. El ciclopropano es un gas que se utiliza como anestésico general. El gas tiene una densidad de 1,5 g/ lt a 50ºC y 0,948 atm. Calcule el peso molecular del ciclopropano, sabiendo que su fórmula empírica es CH2 ,¿ Cuál será su formula molecular?

n = g / PM P V = (g/ PM ) R T PM = g / V . RT/ P

PM = ( 1,5/ 1 ) . 0,0821 . 323 / 0,948 = 42 g / mol.

F. Emp. = CH2 = 14 g F. Molec = ( CH2)3 = C3H6

PROBLEMA 3 . La combustión de 2,8 lts de un compuesto gaseoso que contiene solamente C e H requiere de 18,2 lts de O2 y produce 11,2 lts de CO2 y 11,25g. de H2O. Todos los gases se midieron a STP.

a) calcule el nº de moles de c/sustancia, involucrada en la reacción. b) calcule los coeficientes enteros para la ecuación química. c) calcule la fórmula del hidrocarburo y escriba la ecuación respectiva.

calcular el nº de moles: CxHy = 2,8 lts / 22,4 lts /mol = 0,125 moles.

O2 = 18,2 lts / 22,4 lts /mol = 0,825 moles CO2 = 11,2 lts / 22,4 lts/ mol

= O,5 moles H2O = 11,25g / 18 g /mol = 0,625 moles

Relación de moles : 0,125/ 0,125 = 1 CxHy 0,825 / 0,125 = 6,5 moles de O2

0,5 / 0,125 = 4 moles de CO2 0,625 / 0,125 = 5 moles de H20

moles de CxHy = 1 = 2 moles de oxígeno = 6,5 x 2 = 13moles de CO2 = 4 = 8 moles de H2O = 5 = 10

2CxHy (g) + 13 O2 (g) → 8CO2 (g) + 10 H2O (l)

2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) → 8CO2 (g) + 10H20 (l)

GASES IDEALES

1. Las moléculas de un gas no se atraen ni se repelan unas a otras.2. Su volumen es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que los contiene.3. A OºC y 1 atm. de presión ,un mol de un gas ocupa un volumen de 22,4 Lts( STP)

La ecuación del gas ideal PV = nRT , es útil para resolver problemas que no implican cambios simultáneos de presión, volumen y n de una muestra de gas, sin embargo , a veces es necesario trabajar con cambios de presión , volumen, temperatura o incluso de cantidad de gas.Cuando se cambian las condiciones, se debe emplear una forma modificada de la ecuación del gas ideal que tome en cuenta las condiciones iniciales y finales.

La cual se obtiene de la siguiente forma:

P1 V1 P2 V2

R = ----------- = ( antes del cambio ) R = ------- = ( después del cambio) n1 T1 n2 T2

P1V1 P2V2

de tal forma ---------- = --------- n1 T1 n2 T2

si n1 = n2 , como normalmente ocurre, la cantidad de gas no varia, tenemos entonces P1V1 P2V2

------- = --------- T1 T2

PROBLEMA 1.

. Dados 20 L. de NH3 a 5ºC y 1 atm. de presion, calcule su volumen a 30ºC y 1,053 atm.

P1 .V1 P2V2 P1 V1 T2 (1) ( 2O) (303) --------- = -------- V2 = ------------ =

----------------- = 20,7 L T1 T2 T1 P2 (278) (1,053)

PROBLEMA 2 .

Dado 6,9 moles de monóxido de carbono ( CO ) contenidos en un volumen de 30,4 Lts, ¿Cuál es la presión del gas (atm) si la temperatura es de 62 ºC.

SOLUCIONES

Solubilidad : cantidad de sustancia que se disuelve en otra depende de la (temperatura y presión ) Ej. a una atmósfera de presión , 27 g. de acetileno se disuelven en acetona , en cambio a 12 atm. de presión 320g de acetileno sed disuelven en el mismo volumen de acetona

Solución : Mezcla homogénea de 2 o mas sustancias, sus componentes son: Soluto : componente que se encuentra en menor cantidad ( sólido, líquido, gas)Solvente : componente en mayor cantidad.

Solubilidad: cantidad de sustancia que puede disolver un volumen determinado de solvente a una temperatura dada. Ej. Solub. del NaCl 36 g. en 100g. de H2O a 20ºC.

Sustancias apolares se disuelven en solventes apolares, sustancias polares (iónicas) se disuelven en solventes polares.

UNIDADES DE CONCENTRACIÓNConcentración: cantidad de soluto disuelto en una cantidad determinada de solvente o solución. Las cantidades de solvente o solución se pueden expresar en términos de volumen o masa.

Molaridad : moles de soluto en 1 Lt. de solución. Molalidad : moles de soluto en 1000 g. o un Kg. de solvente. % p/p : gramos de soluto e 100 g. de solución % p/v : gramos de soluto en 100 g de solución.

Fracción Molar : moles del componente A dividido por el nº total de moles ( tanto de soluto como de solvente) (χ ).

Normalidad : Número de Equivalentes por Lt. de solución.

PROBLEMA : La densidad de una solución de NaOH al 30% es 1,3279 g/cc.

a) Calcule el peso de un Lt. de solución

b) Cantidad de NaOH por Lt. de solución ( g /Lt)

c) Peso de NaOH por 100ml. de solución.

d) Gramos de soluto por 1000g de solvente.

e) Molalidad de la solución

f) Fracción Molar

g) Molaridad.

a) 1 ml 1000 ml --------- = ---------- 1,3279 g x = 1.327,9 g ( m = v . d )

b) 30 g x -------- = ----------- x = 398,4 g. 75,3 ml. 1000 ml.

c) 398,4 g. de NaOH x ------------------------- = ---------------- x= 39,84 g. 1000 ml. de solución 100 ml. de solución

d) 100 g. de solución = 30 g de soluto + 70 g de solvente. 30 g de NaOH x ------------------ = ------------- x = 428,57 g. 70 g de H2O 1000 g de H2O

e) Hay 428,57 g de soluto en 1000 g de solvente.

nº de moles de soluto = 428,57g / 40 g / mol = 10,71 m (molal)

f) moles de NaOH = 425,57g / 40 g /mol = 10,71 moles

moles de agua = 1000 g / 18 g/mol = 55,56 moles

10,71 55,56 χ NaOH = --------------- = 0,162 χ H2O = --------------- = 0,838 10,71 + 55,56 55,56 + 10,71

g) 398,4 g de NaOH /1000ml de soluc.

nº de moles = 398,4 g / 40 g/mol = 9,96 M.

DILUCION DE SOLUCIONES

MOLES DE SOLUTO MOLARIDAD = ----------------------------- 1 Lt . de solución

moles de soluto : Molaridad x Lts de solución = M1 x V1

Cuando una solución se diluye al adicionar mas agua, la concentración y el volumen cambian, pero el nº de moles de soluto, no han cambiado después de la dilución.

nº de moles después de la dilución = M2 x V2 Por lo tanto = M1 x V1 = M2 x V2

PROBLEMA . Que volumen de H2SO4 16 M se debe emplear para preparar una solución de 1,5 Lts de concentración O,1 M.

M1 x V1 = M2 x V2 = 16 . X = 0,1 . 15 X = 0,0094Lts = 9,4 mL .

PROBLEMA . Se tiene una solución de HCl al 36% p/p y de densidad 1,13 g/cc . Cuántos mL. de esta solución se necesitan para preparar 2 Lts. de solución de HCl 0,15 M. Dato : P.A. Cl = 35,5 H = 1 (u.m.a.)

1º calcular la concentración de la solución concentrada:

100 g 36g x v = --------- = 88,5 cc. ------- = ------- X = 406,78 g 1,13 g/cc 88.5 mL. 1000 mL

Calculo cuántos moles hay en un Lt. = 406,78 / 36,5 g = 11,14 moles = 11,14 M

M1 . V1 = M2 . V2 = 11,14 . X = 0,15 . 2000 X = 26,9 mL

NORMALIDAD y EQUIVALENTE.

SE DICE QUE UNA SOLUCIÓN ES 1 NORMAL CUANDO POSEE 1 EQUIVALENTE EN 1 Lt. DE SOLUCIÓN

Definición de equivalente en una reacción ácido- base Es la cantidad de ácido que libera 1 mol de H+ , o la cantidad de base que reacciona con 1 mol de H+. Las reacciones son siempre Eq. a Eq.

La definición de Equivalente depende de la reacción particular con la que se esta tratando. Por Ej;

H2SO4 (ac) + NaOH (ac) → NaHSO4 (ac) + H2O (l)

Cado mol de H2SO4 proporciona 1 mol de H+, así un equivalente de ácido sulfúrico ( 1 mol de ácido) reacciona con equivalente (1mol) de NaOH, ya que un mol de NaOH reacciona con 1 mol de H+.

Veamos ahora la siguiente reacción:

H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) → Na2SO4 (ac) + 2H2O (l)

Aquí cada mol de ác. sulfúrico proporciona 2 moles de H+ , por lo tanto 1 mol de ácido proporciona 2 equivalentes de ácido sulfúrico.

De acuerdo a la reacción 1 mol de ác. sulfúrico ( 2 equivalentes ) reaccionan con dos moles de NaOH ( 2 equivalentes). Por lo tanto : 1 equivalente de ácido sulfúrico reacciona con 1 equivalente de NaOH.

Peso equivalente o masa equivalente: es el peso de un equivalente y se obtiene de la relación entre equivalente y mol.

En la 2º reacción entre H2SO4 y NaOH 1mol de H2SO4 = 2Eq. deH2SO4

Si un mol de H2SO4 = 98,1 g/ mol , entonces 1 equivalente de H2SO4 pesará

98,1 g / 2 = 49 g / Eq.

Equivalente – gramo = Peso de un Equiv. expresado en gramos.

Peso equiv. –gr es la cantidad en gramos de un elemento que reacciona con 1 at. g. de Hidrógeno o con ½ átomo g. de Oxigeno ( 8 g)

El peso Equiv.–g. de un elemento es igual al peso de un át. –g / estado de oxidación, por lo tanto un elemento con mas de un estado de oxidación tendrá diferentes pesos equivalentes.

Ej: El Fe +2 ( peso atómico = 55,8). Aquí un Equiv-g = 55,8 g / 2 = 27,9 g / Eq g.

El Fe +3 un Equiv.- g. = 55,8 / 3 = 18,6 g/ Eg. g.

Para saber el Nº de equivalente- gramo en cualquier peso dado de un elemento, se debe dividir el nº de gramos del elemento por el nº de gramos que pesa un equivalente gramo de ese elemento

nº de g. del elemento Nº de Eq. g = ……………………. nº de g. de un E.g.

Calcule el nº de equiv.g . que hay en 171,75g. de Ba. P.A. = 137,4 b) en 6,52g de Fe+3

Peso de 1Equiv.g de Ba = 137,4 g / 2 = 68,7 g.

171,75 gNº de Equiv. g = ----------- = 2,5 Eq.g. 68,7 g/Eq.

Normalidad de una solución; es el nº de Equiv. de una sustancia disuelta en un litro de solución:

Equiv. de soluto N = --------------------- Lt. de solución.

A partir de esta fórmula se pueden obtener los equivalentes de un soluto, al multiplicar la Normalidad (N) por el volumen (V) de la solución en Lts. Nº de equivalentes = N x V ( Lts)

Nº de miliequivalentes = N x V (cc.)

RELACION ENTRE MOLARIDAD Y NORMALIDAD PARA ALGUNOS

ACIDOS, BASES Y SALES.

Acido o base Masa molar Masa 1 Equiv. Relación

M : NHCl 36,5 36,5 1 : 1

H2SO4 98 98/2 = 49 1 : 2 H3PO4 98 98/3 = 32,6 1: 3 NaOH 40 40 1 : 1

Ca(OH)2 74 74/2 =37 1 : 2

Al2(SO4)3 342 342/6 = 57 1 : 6

Peso MolecularPeso equivalente de una sal = ------------------------------- carga ponderal del catión o anión

PROBLEMAS

Cuántos mL. de H2SO4 0,15M se requieren para reaccionar con 2,05 g de NaHCO3, de acuerdo a la siguiente reacción.

H2SO4 ( ac) + 2NaHCO3 → Na2SO4 (ac) + 2H20 + 2 C02 (g)

P.M. del NaHCO3 = 84 u.m.a.

Calcular cuántos moles de NaHCO3 hay en 2,05 g = 2,05g/ 84 g/mol = 0,0244 moles = 24,4 mmoles

1 mol de H2SO4 x---------------------- = ------------- = 0,0122 moles = 12,2 mmoles2 moles de NaHCO3 0,0244 moles

calcular el volumen de H2SO4 necesarios para la reacción: V x M = moles

X x 0,15 = 12,2 mmoles X = 81,3 mL

Por Normalidad:

2,05 gV (ac) x N (ac) = V (b) x N (b) nº de Eq. de base = --------- = 0,0244 Eq. 84g/Eq

V (ac) X O,3 = 24,4 meq.base V = 81,3 mL

De acuerdo a la siguiente reacción :

H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) → 2H2O (l) + Na2SO4 (ac)

Si se tienen 35 mL. de H2SO4 0,175 M, cuántos mL de NaOH 0,25 M se deben adicionar para una reacción completa.

1 mol de H2SO4 0,006125 moles de H2SO4

------------------------ = ---------------------------------- 2 moles de NaOH x = 0,01225 moles de NaOH = 12,25 mmoles.

V( NaOH) x 0,25 M = 12,25 mmoles

V = 49 mL.

POR NORMALIDAD:

V (ac) x N (ac) = V (b) x N (b)

35 x 0,35 = x . 0,25 x = 49 mL.

Una muestra de 5 g. de NaNO3, contiene NaCl como impureza. La muestrarequiere de 15,3 mL de AgNO3 0,05M para precipitar todo el cloruro como AgClcalcule :

a) que cantidad de NaCl se encuentra en la muestra?b) % en masa de NaCl en la muestra.

AgNO3 (ac) + NaCl (ac) → NaNO3 (ac) + Ag Cl (s)

15,3 x 0,05M = 0,765 mmoles de NaCl 1 Mol de NaCl = 58,5 g

58,5 x 0,000765 moles = 0,0448 g % = 0,0448/ 5 x 100 = 0,9

EQUIVALENTES –GRAMOS EN REACCIONES DE OXIDO – REDUCCION.

Un agente oxidante capta electrones, en cambio un agente reductor los proporciona.

Un Eq.g de un agente oxidante,. es el peso de sustancia capaz de captar un mol de electrones.

Un eq.-g. de un agente reductor es el peso del compuesto l necesario para proporcionar un mol de electrones. Un eq.-g. de cualquier agente oxidante reacciona con un eq.-g. de cualquier agente reductor, las veces que determine el nº de electrones transferidos.

En las reacciones de oxido- reducción, los pesos eq se basan en los cambios del nº de oxidación.

En una reacción redox, el número de electrones perdidos deben ser igual al de los electrones ganados.

Un Eq. se define en función del cambio del nº de oxidación ( sea aumentado o disminuído ) que experimentan los átomos de una unidad fórmula en el transcurso de una reacción.

NORMALIDAD en una solución redox, es el nº de eq.g de un agente oxidante o reductor que hay en un Lt. de solución. La normalidad de una solución esta dada por la relación : N = a M a = nº de moles de electrones transferidos.Consideremos la siguiente reacción

Zn + MnO4- → Zn+2 + Mn +2

El Zn pasa de 0 a +2, así un mol de Zn es igual a 2eq.g.

En el MnO4- el Mn pasa desde +7 a +2, es decir un mol de manganeso, ganó 5

moles de electrones , por lo tanto un mol de MnO4 – son 5 eq.g. de agente

oxidante.

Para balancear el nº de electrones ganados y perdidos, hay que considerar que el nº de eq.g. de agente oxidante debe ser el mismo que el de agentes reductores.

Si tenemos un mol de Zn (2Eq.g.) y 1 mol de MnO4- ( 5 eq.g.) debemos multiplicar los Zn por 5 y los MnO4- por 2.

5Zn + 2MnO4- + H+ → 5Zn+2 + H2O + 2Mn+2

para igualar el resto de la ecuación , se puede hacer por inspección, como hay 8

oxigenos a la izquierda, multiplico por 8 las aguas a la derecha y para igualar los protones los multiplico por 16.

5Zn + 2 MnO4 - + 16H+ → 5Zn +2 + 8 H2O + 2Mn +2

De esto se deduce :

a) El total de electrones ganados = total de electrones perdidos. b) nº de eq.g. de agentes oxidantes = nº de eq.g. empleados como agentes

reductores. Peso de un mol c) peso de 1 Eq.g. de un agente reductor = ---------------------- nº de moles de e- perdidos.

Peso de un mol d) peso de un eq.g. de un agente oxidante = ------------------------ nº de moles de e- ganados.

EJERCICIO. Que fracción de un mol es un peso equivalente en c/u de los

siguientes casos: a) N2H4 → N2 + 4H+ + 4e- 1/4 1M = 4N

b) BrO3 - + 6H+ + 6e- → Br - + 3 H2O 1/6 1M = 6N

c) 2BrO3 - + 12 H+ + 10 e - → Br2 + 6 H2O 1/5 1M = 5N

( BrO3 - + 6 H+ + 5 e- → ½ Br2 + 3H2O)

d) Cr2O7 2- + 14 H+ + 6e- → 2Cr +3 + 7 H2O 1/6 1M = 6N

e) H3PO4 → HPO4 2- + 2H+ 1/2 1M = 2N *

f) Ca (ClO)2 → Cl - + ……. 1/4 1M = 4N

Suponiendo completa neutralización de los siguientes ácidos, cuales son sus respectivas molaridades : HCl 6N = 6 M H2SO4 6N = 3M H3P04 6N = 2M PROBLEMAS

Cuántos moles de Cr2O7 2- podrian oxidar 0,136 eq.g. de N2H5+ , de acuerdo a la

siguiente reacción

N2H5+ + Cr2O7 2- → N2 + Cr +3

Sabemos que 1 eq.g. de ag. reductor reacciona con 1 Eq. g. de ag. oxidante.

En la reacción el cromo del Cr2O7 2- pasa de +6 a +3. Esto significa 3 moles de e- por mol de átomos de Cr o 6 moles de e- por mol de Cr2 O7 2- Por lo tanto 1Mol de Cr2O7 2- = 6 eq.g

1 mol de Cr2O7 2- x--------------------------- = --------------- x = 0,0227 moles 6 eq. g. 0,136 eq.g.

Una solución de K2Cr2O7 contiene 6,235 g en 1000mL. Si 30 mL de esta solución es equivalente a 42,9 mL. de Na2 S2O3. ( El Cr2O7 -2 pasa a Cr+3 )

Calcule la Normalidad de la solución de Na2S2O3 .

Datos : P.A. K = 39,1 Cr = 52 O = 16 (u.m.a.)

1. Calcular la concentración de la solución de K2Cr2O7

6,235 g moles / Lt. de solución = --------------- = 0,0212 M = 0,1272 N. 294 g / mol

- meq de Cr2O7 2- = meq de S2O3 2-

V . N = V . N 30 x 0,1272 = 42,9 x N N = 0,0889N.

PROBLEMA: De acuerdo a la siguiente ecuación no balanceada: Mn+2

(ac) + MnO4 - (ac) → MnO2 (s) + H+ (ac)

a) Calcule el peso equivalente del KmnO4.

b) Cuántos g. de MnSO4 serán oxidados por 1,25 g de KMnO4 ? P.A. : K = 39 , O = 16 Mn = 55 (u.m.a.)

Peso Molecular 158 g P. Eq. del MnO4

- = ------------------------- = ---------- = 52,7g nº de moles de e- ganados 3

Como la reacción siempre es de 1Eq.g. de oxidante con 1 Eq.g. de reductor

MnSO4 + KMnO4 →

151g / 2 158 / 3 x 1,25 g x = 1,79 g.

Una muestra de Fe+2 requiere de 26 mL. de una sol. de K2Cr2O7 0,02 M para una reacción en la cual todo el Fe+2 se oxida a Fe+3 y el Cr2O7 2- se reduce a Cr+3

Una muestra idéntica de Fe +2 requiere de 41,6 mL. de KMnO4 para una reacción en que todo el Fe+2 se oxida a Fe +3 y el MnO4

– se reduce a Mn+2

¿ Cuál es la Normalidad de la solución de K2Cr2O7?

¿ Cuál es la Normalidad de la solución de KMnO4?

Cuál es la Molaridad de esta última solución?

Cálculo del nº de meq de Fe+2 que reaccionaron con la solución de K2Cr2O 7

meq. de Fe+2 = meq de K2Cr2O7

meq. de Fe+2 = V x N = 26 x 0,12 = 3,12 meq.

meq. de Fe+2 = meq. de KMnO4

3,12 = V x N = 41,6 . N N = 0,075N.

Si la solución de KMnO4 es 0,075 N M = 0,015 M

.Suponga que Ud esta investigando la siguiente reacción :

Zn + V ( OH) 4 - → Zn +2 + ??

y se encontró que 2,14 g. de Zn reducen a 0,0218 moles de V(OH)4 - ¿ Cuál debe ser el estado de oxidación del Vanadio en el producto ?

Como la reacción es Eq.g. (red) = Eq.g.( oxid)

P.A. 65,37 g Calcular el peso de 1 eq.g. de Zn = ………. = ………… = 32,69 g nº de e- 2 intercambiados

Grs 2,14 gnº de Eq.g. de Zn = -------------- = ---------- = 0,0655 Peso de 1 Eq.g 32,69 g

Si 0,0218 moles de V(OH)4 - 1mol

---------------------------- = ---------------- x = 3 Eq. g. equivalen a 0,0655 Eq x

por lo tanto el estado de oxidación del V en el producto es 0.

------------------------------------

Cuando el peróxido de hidrógeno ( H2O2 ) es oxidado por MnO4 - en medio

ácido se forma O2 y Mn+2. Cuántos g. de oxigeno se obtendrán al hacer

reaccionar 1,5 x 10-3 moles de MnO4 - con 1,5 x 10 -3 g. de H2O2 .

1. Plantear la ecuación: H2O2 + MnO4

- + H+ → O2 + Mn+2

2. Balancear la ecuación :

H2O2 → O2 + 2H+ + 2e- / 5 5e- + MnO4

- + 8H+ → Mn +2 + 4 H2O / 2----------------------------------------------------------------------------- 5 H2O2 + 2 MnO4

- + 6 H+ → 5 02 + 2Mn+2 + 8 H2O

3. Llevar a moles : moles de H2O2 = 1,5 x 10 -3 g / 34 g /mol = 4,41 x 10-5 moles

Moles de MnO4- = 1,5 x 10 -3

5 moles de H2O2 4,41 x 10 -5 moles de H2O2

----------------------- = ---------------------------------- 2 moles de MnO4

- X = 1,76 x 10 -5 moles de MnO4 -

Reactivo limitante H2O2

5 moles de H2O2 4,41 x 10 -5 moles de H2O2

…………………. = ------------------------------------ 160 g. de O2 x = 1,41 x 10 -3 g. de O2