transformaciones y reacciones químicas
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Química
Transformaciones y reacciones químicas
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ÍNDICE
1. Las Transformaciones Y Reacciones Químicas ......................................................................7 2. Productos Químicos ........................................... 10 3. Soluciones ............................................................. 24
Ejercicios 3....................................................28 Hoja De Respuestas 3 .................................31
4. Concentraciones De Las Disoluciones ............ 33 Ejercicios 4....................................................44 Hoja De Respuestas 4 .................................46
5. Reacciones Y Transformaciones Químicas ................................................................... 47 6. Ecuaciones Químicas.......................................... 57 7. Estequiometría ..................................................... 69
Ejercicios 7....................................................73 Hoja De Respuestas 7 .................................75 Ejercicios 7.1.................................................77 Hoja De Respuestas 7.1 ..............................81 Ejercicios 7.1.1 .............................................83
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Hoja De Respuestas 7.1.1 ...........................89 8. Tipos De Reacciones .......................................... 92 9. Las Reacciones Redox ........................................ 98
Ejercicios 9..................................................103 Hoja De Respuestas 9 ...............................108
10. Balance De Ecuaciones .................................. 114 11. Ácidos................................................................ 117
Ejercicios 11................................................128 Hoja De Respuestas 11 .............................130
12. Base.................................................................... 133 13. Ph ....................................................................... 139
Ejercicios 13................................................147 Hoja De Respuestas 13 .............................150 Ejercicios 13.1 ............................................152 Hoja De Respuestas 13.1 ..........................156 Ejercicios 13.1.1 .........................................158 Hoja De Respuestas 13.1.1 .......................162
14. Óxidos, Ácidos, Hidrácidos, Hidróxidos .... 166 Ejercicios 14................................................175 Hoja De Respuestas 14 .............................178
15. Formación De Sales ........................................ 181 Ejercicios 15................................................189 Ejercicios 15.1 ............................................192 Hoja De Respuestas 15.1 ..........................195 Ejercicios 15.1.1 .........................................196 Hoja De Respuestas 15.1.1 .......................200 Ejercicios 15.1.2 .........................................202
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Ejercicios 15.1.3.........................................220 Hoja De Respuestas 15.1.3.......................222 Ejercicios 15.1.4.........................................223 Ejercicios 15.1.5........................................231 Hoja De Respuesta 15.1.5.........................233
16. Neutralización De Sales.................................. 235 Ejercicios 16................................................238 Hoja De Respuestas 16 .............................241 Ejercicios 16.1 ............................................243 Hoja De Respuestas 16.1 ..........................247 Ejercicios 16.1.1 .........................................250 Hoja De Respuestas 16.1.1 .......................253
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1. LAS TRANSFORMACIONES Y REACCIONES QUÍMICAS
! Cuando echamos una pastilla de un
digestivo estomacal en un vaso de
agua se produce efervescencia.
! ¿Pensaste alguna vez qué es lo que
pasa realmente?
! ¿Tiene algún nombre en particular
ese proceso?
! ¿Podemos saber antes de poner la
pastilla qué va a quedar después?
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Ese proceso se denomina reacción química y no
todas ellas son tan notorias, algunas pueden gene-
rar desprendimientos de calor, otra de luz y algu-
nas otras pasan desapercibidas todos los días de-
lante nuestro.
UNA REACCIÓN QUÍMICA SE REPRESENTA ME-
DIANTE UNA ECUACIÓN QUÍMICA:
C + O2 CO2
Como regla:
# Los reactivos se escriben a la izquierda de
la ecuación.
# Los productos se escriben a la derecha.
# La flecha indica el sentido de la reacción.
Una reacción química o una transformación
es el proceso por el cual una varias sustancias
llamadas reactivos se transforman en otras nue-
vas llamadas productos de reacción, bajo cier-
tas condiciones especificas.
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En este ejemplo el C y el O2 son los reactivos
y el signo más indica que se combinan.
El CO2 es el producto. Si como resultado de la
reacción hubiera más de un producto se agrega el
signo + y se escribe a continuación el otro.
# En los casos que las reacciones sean rever-
sibles se dibuja una flecha en cada sentido
para indicar que la reacción puede ocurrir
para ambos lados.
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2. PRODUCTOS QUÍMICOS
! Dondequiera que miremos encon-
traremos productos químicos. Nues-
tra casa está llena de ellos: detergen-
tes, jabones, medicamentos, plásti-
cos, etc., son todos ejemplos de pro-
ductos basados en una o más sustan-
cias químicas.
Entendemos como producto químico a todo
compuesto que tenga uso o aplicación comercial o
industrial en nuestra sociedad. Podemos encon-
trar productos químicos naturales y sintéticos,
11
los primeros son aquellos que son producidos por
la naturaleza y extraídos de la misma. En cambio,
los productos químicos sintéticos son producidos
por el hombre por lo que también son llamados
"antropogénicos".
En realidad, si somos estrictamente rigurosos
en la clasificación, podriamos decir que todos los
productos son naturales por que en si todos están
hechos con átomos de la naturaleza, porque el
hombre no inventó la materia sino que la toma de
la naturaleza y la transforma.
Resumiendo,
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- aceites esenciales. - detergentes y tensioactivos. - sales y vitaminas. - polímeros. - hormonas, esteroides. - fibras textiles. - agua. - caucho. - azúcar. - pinturas y colorantes. - gas natural. - drogas y medicamentos. - minerales y metales. - etc. - solventes y naftas. - alcaloides
Con el avance de los conocimientos en sínte-
sis, actualmente es posible producir prácticamente
cualquier producto natural artificialmente. Esto
implica a veces la disminución de los costos y la
Productos Químicos
Naturales Sintéticos
13
producción constante del producto cuando la
fuente natural se agota.
ESQUEMA DEL PROCESO DE FABRICACIÓN
Como se ve en el esquema, en todo proceso
de elaboración se requiere de energía en alguna de sus formas (eléctrica, térmica, cinética, etc.), para realizar la transformación de la materia.
Por otra parte, todos los productos se fabrican
a partir de materias primas o productos natura-
les, es decir a partir de sustancias simples que no
INDUSTRIA
QUÍMICA
Materias
primas
naturales
Pro-ductos
químico
Energía
Deseh
Productos
químicos
Desechos
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tienen ningún tipo de elaboración previa más que
su extracción y purificación.
Como toda industria, la industria química ge-
nera desechos y residuos. En general, la pro-
ducción industrial de productos sintéticos implica
una mayor generación desechos que la simple
extracción y aislamiento de los productos natura-
les. Sin embargo, sería imposible pensar en basar
nuestra sociedad en productos naturales única-
mente. Nuestro nivel actual de calidad de vida
requiere de los fundamentales productos sintéticos
tales como antibióticos, polímeros, combustibles,
etc.
Ejemplos específicos
Productos naturales
Aceites esenciales: son compuestos orgánicos
provenientes de las plantas que se usan en la in-
dustria alimenticia y sobre todo en la perfumería.
En esta categoría se destacan las moléculas con
grupos funcionales aldehído, cetona y éster.
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Benzaldehido (olor a almendras)
Vainillina (sabor y olor de la vainilla)
Butirato de metilo (presente en las manzanas)
Gas natural: el gas más común que usamos
para la combustión es el butano y se extrae de
yacimientos subterráneos.
CH3CH2CH2CH3 (Butano)
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Agua: no es necesario explicar su vital
importancia ni su archiconocida fórmula.
Sales y vitaminas: fundamentales para el desa-
rrollo normal de los organismos vivos, se encuen-
tran en los vegetales.
Vitaminas A y D
Na + Cl -
Cloruro de sodio (sal de mesa)
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Hormonas y esteroides: son producidas por
los organismos vivos y cumplen diversas funcio-
nes de regulación del metabolismo.
Minerales y metales: Conocemos su am-
plia difusión como materiales de construcción.
Son el fundamento de la industria metalúrgica
y automotriz.
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Solventes y naftas: ampliamente usados en la
industria y sociedad, los hidrocarburos son obte-
nidos a través de la destilación del petróleo:
Numero de
carbonos en la
molécula
Nombre
Común Usos
1 a 4 gas Combustible y materia prima
para la industria petroquímica.
5 a 10 nafta Combustible de autos.
11 a 12 querosénCombustible de aviones y
calefacción
13 a 17 gasoil Combustible motores diésel
18 a 25 fueloil Combustible de calderas
Residuos residuos Aceites lubricantes, asfalto,
parafina y vaselina.
Alcaloides: son un grupo de compuestos
orgánicos, de origen vegetal, generalmente alcali-
nos (al disolverlos en agua, su pH es mayor que 7).
Aun en pequeñas cantidades, tiene fuertes efectos
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farmacológicos. Todos estos compuestos tienen
un átomo de Nitrógeno.
Por ejemplo, la nicotina, que aparte de ser un
componente del tabaco con todos las característi-
cas dañinas para la salud, es un poderoso insecti-
cida.
Productos sintéticos
Detergentes: El lauril sulfato de sodio es
un detergente iónico biodegradable muy común:
Los bencensulfonatos son también detergentes
iónicos, en estos casos las cadenas alquílicas (R)
que sustituyen el anillo aromático deben ser linea-
les para facilitar la biodegradabilidad:
Nico-
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Polímeros: un polímero es una gran molécula
que se formó por la adición sucesiva de otras más
pequeñas llamadas monómeros. Existen también
polímeros naturales como por ejemplo el glucóge-
no.
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Nombre
científico Fórmula del
monómero Propiedades y apli-
caciones
Polietileno
Aisladores eléctri-cos. Muy resistentes a los productos quími-cos; se usa en la fabri-
cación de envases.
Poliestire-
no
Transparente co-mo el vidrio. Artículos de consumo: electro-
tecnia, lentes ópticas, lacas. Soluble en ben-
ceno
Cloruro de
polivinilo
Conocido como PVC. Polvo blanco muy duro. Artículos prensados, masillas,
aislamientos de cables, tubos, mangueras.
Recubrimientos sobre tejidos y papel.
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Politetrafluore-
teno
Conocido como teflon. Masa blanca y dura difícil de trabajar y muy resistente a los reacti-vos químicos. Tubos, masillas, recubrimien-tos antiadherentes.
Ésteres del
ácido poliacrí-
lico
Transparente co-mo el vidrio y parecido
a la goma. Blando, pastoso. Impregnacio-
nes, pegamentos.
Ésteres del
ácido polime-
tacrílico
Plexiglas. Trans-parente como el vi-drio, duro y frágil.
Varillas, tubos, venta-nas laterales y posterio-res de los coches, len-
tes de gafas.
Poliacrilonitri-
lo
Fibras artificiales análogas a la lana. Muy estables y resistentes.
Goma o cau-
cho sintético
El polímero for-mado es conocido como neopreno.
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Drogas y medicamentos: un ejemplo muy co-
nocido de esta categoría es el Cloruro de Benzal-
conio, que tiene una acción terapéutica antiséptica
y desinfectante, actuando sobre la membrana celu-
lar de bacterias y hongos.
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3. SOLUCIONES
! Es bastante común que la gente tome ju-
go preparado con el polvo que viene en
los sobres. Pero..., ¿saben cómo se llama
esa composición de sustancias?
Generalmente encontramos que si pone-
mos dos líquidos en un mismo recipiente, los
líquidos se mezclan sin mayores problemas.
Pero en ciertos casos no se produce esa mez-
cla, como cuando se vierte en un recipiente
agua y aceite.
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¿Cuáles son las características especiales de esos líquidos?
En las soluciones, la sustancia o sustancias
que se encuentran en mayor proporción se
llama solventes o disolventes.
Las sustancias que se encuentran en me-
nor proporción se llaman solutos.
En aquellos casos en los cuales las canti-
dades de dos sustancias son iguales, no puede
diferenciarse entre el soluto y el solvente; pero
si el estado de agregación de la solución coin-
cide con uno de los componentes, entonces
Los sistemas que están constituidos por
diversos elementos químicos y se presentan
en una sola fase se llaman soluciones.
SOLUTO SOLUCIÓN SOLVENTE
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ese será el elemento que reconozca como sol-
vente.
El disolvente más común es el agua y
cualquier forma de presencia de ella en la na-
turaleza es una solución de diversas sales y
minerales. ( por ejemplo: agua de río, agua de
lago, agua de laguna, etc.)
El agua es solvente polar, pues la molécu-
la de agua es un dipolo: el oxígeno (muy elec-
tronegativo) atrae más que el hidrógeno los
pares de electrones que comparten originando
una distribución desigual de las cargas eléctri-
cas. Entonces, el oxígeno adquiere cierta carga
negativa (-) y el hidrógeno carga positiva (+).
Es por eso que se denomina dipolo.
La estructura polar de la molécula de agua explica que disuelva con relativa facilidad a mu-chos compuestos iónicos.
Existen muchos otros elementos que son
buenos solventes.
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Encontrarán algunos ejemplos en la tabla si-guiente:
SOLVENTES ALGUNOS SOLUTOS POSIBLES
AGUA ácidos, bases, sales, azúcares, alcoholes,
amoníaco
ALCOHOL ETÍLICO
esencias, colorantes, medicamentos,
barnices, yodo
ACETONA ceras, resinas, celulosa, grasa, aceites
ÉTER ETÍLI-CO
grasas, ceras, resinas, aceites
KEROSENE pinturas, barnices, aceites, grasas
NAFTA pinturas, barnices, aceites, grasas
SULFURO DE
CARBONO
Azufre
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Ejercicios 3
Ejercicio 1) Calcula la concentración en %
m/m de una solución acuosa que se preparó di-
solviendo 5 gr de azúcar en 125 gr de solución
final.
Ejercicio 2) ¿Cuál es la molaridad de una so-
lución de NaOH que contiene 4.00 gr de soluto
por dm3 de solución.?
Ejercicio 3) ¿Cuál es la masa de Mg(OH)2
contenida en 1.00 dm3 de solución 0.2 Molar?
Ejercicio 4) ¿Cuántos gr. de Na2SO4 son ne-
cesarios para preparar 50 gr de una solución acuo-
sa 0.01 molal?
Ejercicio 5) Calculá en % m/V la concentra-
ción de una solución acuosa de 2.00 Molar de
KNO3.
29
Ejercicio 6) Una solución acuosa de K2SO4
tiene una concentración de 0.5 molal. ¿Cuál es su
concentración expresada en % m/ m?
Ejercicio 7) Tenemos una solución con una
concentración de 6 Molar de cloruro de hidrógeno
cuya densidad es de 1.19 gr/cm3. Calculá su con-
centración en:
a) % m/m
b) molal
Ejercicio 8) ¿Cuál es la molaridad de una so-
lución acuosa de HCl 7 % m/m cuya densidad es
de 1.03 gr/cm3?
Ejercicio 9) ¿Cuál es la masa de soluto y sol-
vente necesarias para preparar 100 cm3 de una
solución acuosa de HCl 5.0 % m/m cuya densidad
es de 1.02 g/cm3?
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Ejercicio 10) Una solución acuosa de H2SO4
de concentración 5 % m/m tiene una densidad de
1.04 gr/cm3. Calculá su concentración en:
a) gr. soluto / 100 gr solución;
b) gr soluto / 100 cm3 solvente;
c) gr soluto / 100 cm3 solución;
d) gr soluto / 100 cm3 solvente;
e) Molaridad;
f) molalidad (densidad del agua= 1 gr/cm3)
Ejercicio 11) ¿Cuál sería la Molaridad de una
solución que se obtiene al mezclar 50 ml de solu-
ción de HCl 3 Molar con 70 ml de agua?
Ejercicio 12) ¿Cuántos ml de solución acuosa
de NH3 15 M hay que usar para preparar 100 ml
de solución de NH3 6 M? ¿Cómo prepararías la
solución?
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Hoja de Respuestas 3
Ejercicio 1) 4.00 % m/m
Ejercicio 2) 0.1 M
Ejercicio 3) 11.7 gs
Ejercicio 4) 0.071 gr
Ejercicio 5) 20.2 % m/v
Ejercicio 6) 8.01 % m/m
Ejercicio 7) a) 18.4 % m/m b) 79.5 molal
Ejercicio 8) 3.3 Molar
Ejercicio 9) 5.1 gr soluto y 96.9 gr solvente
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Ejercicio 10)
a) 5 gr. soluto/100 gr solución
b) 5,55 gr soluto/100 cm3 solvente
c) 5,2 gr soluto/100 cm3 solución
d) 55,5 gr soluto/ 100 cm3 solvente
e) 5,03 Molaridad
f) 0,565 molalidad (densidad del agua= 1
gr/cm3)
Ejercicio 11) 1,25 Molar
Ejercicio 12) 40 ml de solución de NH3 + 60
ml de agua
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4. CONCENTRACIONES DE LAS DISOLUCIONES
! Cuando preparamos una bebida mez-
clando agua y extracto en el envase dice
cuanto de agua por cada sobrecito se
debe usar. Esto es así, porque las mez-
clas tienen un límite para que el resul-
tado sea el deseado.
! Cuando le ponemos poco decimos que
está muy diluido y cuando le ponemos
mucho decimos que está saturado.
Químicamente podemos dar valores
más exactos.
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En una disolución de una sustancia en otra, la
sustancia disuelta se denomina soluto. La sustan-
cia en donde se disuelve el soluto se denomina
disolvente. Cuando la cantidad relativa de una
sustancia en una disolución es mucho mayor que
la de la otra, la sustancia presente en mayor canti-
dad se considera generalmente como disolvente.
Cuando las cantidades relativas de las dos sustan-
cias son del mismo orden de magnitud resulta
difícil, y de hecho arbitrario, especificar qué sus-
tancia es el disolvente.
MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES
EN UNIDADES FÍSICAS
Cuando se emplean unidades físicas, las con-
centraciones de las disoluciones se expresan gene-
ralmente de las maneras siguientes.
1) Por el peso del soluto por unidad de volu-
men de la disolución.
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Ejemplo: 20 gramos de KCI por litro de diso-
lución.
2) Por el porcentaje de composición o sea el
número de gramos de soluto por 100 gramos de
disolución.
Ejemplo: Una solución acuosa de NaCI al 10
% contiene 10 gramos de NaCI por 100 gramos
de disolución. Diez gramos
de NaCI se mezclan con 90 gramos- de agua
para formar 100 gramos de disolución.
3) Por el peso del soluto por peso de disolven-
te.
Ejemplo: 5,2 gramos de NaCI en 100 gramos
de agua.
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MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES
EN UNIDADES QUÍMICAS
1) La molaridad de una disolución es el núme-
ro de moles de soluto contenidos en un litro de
disolución.
Ejemplo: Una disolución 0,5 molar (0,5 M) de
H2SO4 contiene 49,04 gramos de H2SO4 por litro
de disolución, puesto que 49,04 es la mitad del
peso molecular del H2SO4 98,08. Una disolución
molar (M) contiene 98,08 gramos de H2SO4 por
litro de solución.
2) La formalidad de una disolución es el nú-
mero de pesos fórmula - gramo del soluto conte-
nidos en un litro de disolución. Para solutos que
tienen pesos moleculares definidos la molaridad y
la formalidad son lo mismo. Así, pues, una disolu-
ción 1 molar de H2SO4 es igual que una disolución
1 formal(F), puesto que el peso molecular del
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H2SO4 es el mismo que su peso formular, 98,08.
Para solutos que no tienen pesos moleculares ver-
daderos, como las sales e hidróxidos, no es estric-
tamente correcto referirse a moles, pero puede
hacerse uso del peso fórmula - gramo. Es común,
sin embargo, que muchos químicos empleen to-
davía el término «peso molecular» para el peso
formular de dichas sustancias, «mol» por peso
fórmula - gramo y «molaridad» por formalidad.
Ejemplo: Una disolución formal (F) de NaOH
contiene 40,00 g de NaOH por litro de disolución,
puesto que el peso formular del NaOH es 40,00.
Los químicos que hablan de una disolución molar
de NaOH se refieren a lo que denominamos aquí
una disolución formal.
3) La normalidad de una disolución es el nú-
mero de pesos equivalente - gramo del soluto con-
tenido en un litro de disolución.
Ejemplo: 1 mol de HCI, 1/2 mol de H2SO4 y
1/6 pfg de K2Cr2O7 (como agente oxidante) cada
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uno de ellos en un litro de disolución dan disolu-
ciones normales (N) de dichas sustancias. Una
disolución normal (N) de HCI es también una
disolución molar (M). Una disolución normal (N)
de H2SO4 es también una disolución medio molar
(0,5 M).
4) La molalidad de una disolución es el núme-
ro de moles del soluto por kilogramo de disolven-
te contenido en la disolución. La molalidad (m),
llamada a veces molaridad en peso, no puede cal-
cularse a partir de la normalidad (N) o de la mola-
ridad (M) a no ser que se conozca el peso específi-
co de la disolución.
Ejemplo: Una disolución constituida por 98,08
g de H2SO4 puro y 1.000 g de agua deberá ser una
disolución 1 molal (m) de H2SO4.
5) La formalidad en peso de una disolución es
el numero de pesos fórmula - gramo del soluto
por kilogramo de disolvente contenido en la diso-
39
lución. Este término no es de uso corriente y se
utiliza más comúnmente la palabra molalidad para
expresar la misma idea.
6) Fracciones molares o porcentajes molares
se utilizan en trabajos teóricos porque muchas
propiedades físicas de las disoluciones se expresan
con mayor claridad en función de los números
relativos de moléculas del disolvente y del soluto.
(el numero de moles de una sustancia es propor-
cional al número de moléculas).
La fracción molar de cualquier componente de
una disolución se define como el número de mo-
les de este componente dividido por el número
total de moles de todos los componentes de la
disolución.
La suma de las fracciones molares de todos los
componentes de una disolución es 1. En una diso-
lución de dos componentes, la fracción molar del
soluto es igual a
40
disolvente del moles soluto del molessoluto del moles
+
Análogamente la fracción molar del disolvente
es igual a
disolvente del moles soluto del molesdisolvente del moles
+
Ejemplo: Si una disolución contiene 2 moles
de alcohol etílico y 6 moles de agua, la fracción
molar de alcohol =+ 6 26 0,25, y la fracción molar
del agua = =+ 6 26 0,75. El porcentaje molar de
alcohol en esta disolución es = 100 x 0,25 = 25
moles del alcohol y el porcentaje molar del agua
es = 100 X 0,75 = 75 moIes de agua
Las escalas de molaridad, formalidad y norma-
lidad son útiles en experiencias volumétricas en las
que la cantidad de soluto en una porción dada de
disolución se relaciona con el volumen medido de
41
disolución.
Una limitación de la escala de normalidades
consiste en que una disolución dada puede tener
más de una normalidad, dependiendo de la reac-
ción para la que se utiliza. La molaridad o forma-
lidad de una disolución por otra parte, es un nú-
mero fijo porque el peso molecular o el peso for-
mular de una sustancia no depende de la reacción
en que se utiliza la sustancia como sucede con el
peso equivalente.
La escala de molalidad es útil en aquellas expe-
riencias en las que se hacen medidas físicas (como
el punto de solidificación, el punto he ebullición,
la presión de vapor, etc.) en un intervalo amplio
de temperaturas. La molalidad de una disolución
dada, al ser una unidad de concentración que de-
pende únicamente de los pesos de los componen-
tes de la disolución es independiente de la tempe-
ratura. La molaridad formalidad o normalidad de
una disolución, por otra parte, al ser definidas en
función del volumen puede variar apreciablemente
42
Cuando varia la temperatura debido a la depen-
dencia del volumen con la temperatura.
RESUMEN DE LAS UNIDADES DE CONCENTRA-
CIÓN
1) Molaridad de una disolución =
disolución de litrossoluto del moles
2) Formalidad de una disolución =
disolución de litrossoluto del gramo - fórmula pesos
3) Normalidad de una disolución =
disolución de litrossoluto del gramo - esequivalent =
disolución de mililitrossoluto del lentesmiliequiva
Un miliequivalente (meq) o miligramo-
equivalente (mg-eq) es una milésima de equivalen-
te - gramo, o sea es aquella cantidad de sustancia
cuya parte numérica es la misma que en el peso
equivalente cuando la unidad es el miligramo. Por
43
ejemplo, el peso equivalente del H2SO4 es 49,04.
Entonces 1 equivalente - gramo (1 eq-g) de H2SO4
es 49,04 g de H2SO4 y un miliequivalente (meq) es
49,04 mg de H2SO4
Es evidente que una disolución normal de
H2SO4 contiene 49,04 g de H2SO4 en un litro de
disolución o 49,04 mg de H2SO4 en 1 mililitro de
la misma.
4) Molalidad de una disolución =
disolvente de kilogramossoluto del moles
5) Formalidad en peso de una disolución =
disolvente de kilogramossoluto de gramo - formula pesos
6) Fracción molar de cualquier componente
scomponente los todos de totales molescomponente dicho de moles
44
Ejercicios 4
Ejercicio 1) Si para una receta de una torta
necesitas 5 gr de NaHCO3 como leudante, fijate si
agregando 200 ml de una solución 0.3 M de este
compuesto al bol donde esta la mezcla te alcanza.
Ejercicio 2) SI queres preparar 500 cm3 de
una solución de H2SO4 30 % m/m., y la densidad
de la solución es de 1,20 g/cm3, calcula:
a) La masa de soluto y solvente necesarios,
b) la concentración de dicha solución expresa-
da en gr soluto / 100 g de solvente
c) la concentración expresada en % m / V,
d) la molaridad.
Ejercicio 3) Si querés preparar 200 cm3 de
una solución de HCl 0,40 M. La preparás con una
solución madre 36,5 % m/m, y la densidad de esta
solución es de 1,18 g/cm3.
¿Qué volumen de la solución madre usas?.
45
Ejercicio 4) En Estados Unidos el limite
permitido de plomo (metal muy toxico) en agua
de red es 0,015 ppm. Calcula esta concentración
en:
a) mg/l
b) ppb
c) g/ml.
Ejercicio 5) Un limpiador a base de amoniaco
(NH3) tiene una densidad de 1.025 g/ml. Si los
otros compuestos presentes (surfactantes y aditi-
vos varios) están en un porcentaje del 2 % m/v,
¿Cual es la molaridad de amoniaco en este limpia-
dor?. Dato: todos los solutos se disuelven perfectamente sin cambios de volumen.
46
Hoja de Respuestas 4
Ejercicio 1) Si, es suficiente porque tendré
5.04 g en esos 200 ml.
Ejercicio 2)
a) a)180 g de soluto y 420 g de solvente
b) 42,86 g de soluto / 100 g de solución
c) 36 % m/V
d) 3,67 M.
Ejercicio 3) Se usan 6,78 cm3 de la solución
de HCl de concentración 36,5 % m/m y agregas
agua hasta completar los 200 cm3 de solución.
Ejercicio 4)
a) 0,015 mg/l
b) 15 ppb
c) 1,5.10-8 g/ml
Ejercicio 5) 59,12 M de NH3
47
5. REACCIONES Y TRANSFORMACIONES QUÍMICAS
! Los materiales sufren distintas mo-
dificaciones algunas son físicas y
otras químicas, cuando cambian su
estructura interna. Pero...
! ¿Para qué se estudian las reacciones
químicas?
El estudio de una reacción nos permite enten-
der qué sucede con los átomos y sus uniones, cuá-
les son las uniones que se rompen y cuáles son las
uniones que se forman, y relacionarlo con lo que
48
sabemos acerca de la estructura de los átomos que
forman los materiales de la partida. Las reacciones
nos permiten comprender mejor la estructura de
los materiales y nos ayudan a construir modelos
sobre ellas.
Desde otro punto de vista, lo que aprendemos
acerca de las reacciones nos permite influir sobre
ellas. Las reacciones químicas pueden ocurrir na-
turalmente, como cuando se oxida el hierro ex-
puesto al aire húmedo, o como cuando una planta
transforma el dióxido de carbono en azúcares en
el proceso de la fotosíntesis. Pero también hay
reacciones químicas que producimos artificialmen-
te, por ejemplo, cuando se fabrica lavandina a
partir de la sal común, se coagula la proteína de la
leche para obtener queso, o se procesa el petróleo
para convertirlo en materiales plásticos.
La posibilidad de producir reacciones químicas
que normalmente no sucederían , y la capacidad
49
de controlar y modificar el resultado de las que
ocurren naturalmente nos permite:
$ Fabricar materiales nuevos que tengan
propiedades útiles.
$ Convertir materiales perjudiciales para la
salud o el ambiente en otros que no lo
afecten.
$ Evitar algunas reacciones que provocan
problemas, como la corrosión, o reducir
su velocidad al mínimo.
$ Analizar materiales para saber cuáles son
sus componentes y en que proporciones
se encuentran.
EVIDENCIAS DE UNA REACCIÓN
Una transformación de materiales puede ob-
servarse en las siguientes fotografías:
50
# Al inicio de este proceso tenemos dos ma-
teriales: azúcar y ácido sulfúrico. Al poner-
los en contacto, el ácido sulfúrico actúa
sobre el azúcar produciendo el cambio que
veremos en las imágenes. ¿o podríamos
decir que el azúcar actúa sobre el ácido
sulfúrico? Los dos materiales son necesa-
rios para que se produzca esta reacción
química.
# Observá ahora la serie de fotografías: se
forma un material negro, de aspecto dife-
rente del de los reactivos. Un análisis pos-
51
terior nos permitiría demostrar que es car-
bón. Además, se ven humos blanquecinos,
cuyo análisis indica que están formados
principalmente por vapor de agua y pe-
queñísimas gotas de ácido sulfúrico. Car-
bón y agua son los productos de esta reac-
ción química.
En algunas reacciones, se forma un producto
gaseoso. En esos casos, cuando uno de los reacti-
vos es líquido, se observa que aparecen burbujas,
fenómeno que se llama efervescencia (del latín
fervere: �hervir�), porque parece que el líquido estu-
viera hirviendo. Un caso típico es el de algunos
comprimidos vitamínicos que tienen sustancias
capaces de producir efecto al agregar agua.
En ciertas reacciones, los gases se desprenden
muy lentamente, y no llegan a observarse las bur-
bujas; pero podemos reconocer que está forman-
do una sustancia gaseosa por la aparición de un
52
olor característico. Por ejemplo, si se mezcla ácido
acético (componente del vinagre) con alcohol etí-
lico y unas gotas de ácido sulfúrico, a los pocos
minutos se puede percibir un olor a frutas que es
el producto de la reacción entre el ácido y el alco-
hol.
Cuando los reactivos son sólidos, la formación
de gases no produce burbujas. Sin embargo, otros
efectos permiten reconocer su aparición. Por
ejemplo, la combustión de la pólvora (una mezcla
de sustancias sólidas) produce una cantidad de
gases, que, por efecto del calor que se libera en la
reacción, se expanden bruscamente, provocando
la característica explosión.
Las combustiones vienen acompañadas, por lo
general, por desprendimiento de calor y luz. La
combustión de gas natural en presencia de oxíge-
no es un ejemplo de una reacción en la que ambos
reactivos son gaseosos.
53
Uno de los productos, el dióxido de carbono,
también es un gas. Se advierte su presencia cuando
enturbia una solución de cal en agua (propiedad
característica ausente en el oxígeno y el gas natu-
ral).
Cuando se mezclan reactivos líquidos o gaseo-
sos, y uno de los productos es sólido, vemos co-
mo un enturbiamiento o una masa sólida se depo-
sita en el fondo del recipiente. Este sólido suele
llamarse precipitado, o sea, caído al fondo.
Un caso diferente de formación de sólidos es
el proceso que incorrectamente llamamos secado
de la pintura. Uno de los componentes de la pin-
tura es líquido mientras no se lo pone en contacto
con el oxígeno; al extender una pintura sobre una
superficie, ese componente reacciona con el oxí-
geno del aire, y el producto ya no es líquido, sino
sólido. Si el secado de la pintura fuera solo la eva-
54
poración del solvente, podríamos luego quitar la
pintura simplemente mojándola.
Otro caso de formación de sólidos a partir de
líquidos ocurre de forma opuesta en el caso de los
adhesivos anaeróbicos. Allí, el oxígeno del aire
impide su transformación en una masa sólida. Se
utilizan para pegar objetos rajados; al unir las par-
tes y hacer presión, el adhesivo queda fuera de
contacto con el oxígeno y se endurece dentro de la
grieta, atrayendo fuertemente las partes rotas.
Hay reacciones en las que se observa lo con-
trario a la formación de los sólidos: un material
sólido se transforma cuando se pone en contacto
con otra sustancia que está es estado líquido. Des-
pués de la reacción, el sistema es un líquido. Para
distinguir esta clase de reacciones de una disolu-
ción simple, se evapora el líquido y se compara lo
que queda con el material de partida. En una diso-
lución simple, el material que se obtiene al evapo-
55
rar el líquido es el mismo que había al principio;
por ejemplo, cuando se disuelve la sal en agua, es
posible volver a obtener la sal cuando el agua se
evapora. En cambio, en el proceso que veremos a
continuación, el material residual es totalmente
diferente del que había al principio.
Hay otras reacciones que pueden detectarse
por variaciones en el color de los materiales que
intervienen, como las que se ven en las siguientes
imágenes:
Algunas reacciones químicas no dan señales
observables a simple vista. Sin embargo, hay mé-
todos para detectar las sustancias formadas, por
ejemplo, cuando hace variar el color de un indica-
dor. Esta es una sustancia que en contacto con los
productos da una señal distinta del la que da
cuando se mezcla con los reactivos. También es
posible detectar los productos de una reacción
con aparatos especiales para medir propiedades,
56
como la conductividad eléctrica, la acidez, o la
absorción de luz ultravioleta e infrarroja, entre
otros.
57
6. ECUACIONES QUÍMICAS
Si le pongo más sal a las papas fritas no las puedo comer,
si le pongo menos agua al jugo quedan los restos en el fondo
de la jarra.
¿Hay alguna manera de saber cuánto
hay que poner de cada cosa?
Al estudiar las reacciones químicas, los inves-
tigadores observaron que algunos factores inter-
vienen en todas ellas. Al analizar estas característi-
58
cas para tratar de interpretarlas, los investigadores
han llegado a formarse un conjunto de ideas sobre
lo que sucede con los materiales cuando se trans-
forman.
Características comunes de las reacciones
1. Los reactivos reaccionan en proporciones
de masa. Por ejemplo, cuando se enciende
carbón para hacer un asado, cada gramo
de carbón necesita para quemarse 2,67 g
de oxígeno. Ni más ni menos.
2. Al intentar producir un cambio químico,
no siempre es posible convertir todo el
material en el producto buscado; a veces,
incluso, si dejamos pasar el tiempo, el
producto se descompone y vuelve a con-
vertirse en los materiales de partida.
3. Una reacción es un proceso que dura cier-
to tiempo. En algunos casos, al tiempo es
muy corto (fracciones de segundo), y en
otros es muy largo, a veces, miles de años.
59
Pero con la velocidad que ocurre un cam-
bio químico se puede controlar, y es posi-
ble aumentarla o disminuirla.
4. El resultado de una reacción química pue-
de variar según la forma en que estén los
reactivos: si los reactivos son sólidos, lí-
quidos o gaseosos, si están en agua u otro
tipo de disolvente, entonces puede diferir
el tipo de producto, o el porcentaje de
producto formado puede variar.
5. En toda reacción química interviene la
energía. Para que sucedan algunos cambios
químicos, es necesario aportar energía, por
ejemplo, calentar o someter el material a
una descarga eléctrica. A la inversa, otros
cambios ocurren con desprendimiento de
energía, en forma de calor, luz o electrici-
dad. Pueden intervenir cantidades muy
grandes de energía o o tan pequeñas que
deben detectarse con aparatos.
60
Los químicos han elaborado un modelo que
permite explicar el conjunto de características de
las reacciones químicas.
Supongamos que se quema el azufre en pre-
sencia de oxígeno; durante el proceso, el azufre se
enciende y se produce un gas de olor muy pene-
trante.
Se observa una llama azul y se detecta el pro-
ducto de una reacción. Por sus propiedades se
identifica como dióxido de azufre SO2. El modelo
en este caso explica que:
Los átomos de azufre al ser calentados se
mueven con mayor velocidad y chocan con las
moléculas de oxígeno, que rompen sus enlaces, y
entonces los átomos de oxígeno forman nuevas
uniones con los átomos de azufre.
La energía es utilizada para lograr el movi-
miento de átomos y moléculas, y la ruptura de
enlaces.
61
LAS FORMAS DE REPRESENTAR REACCIONES
QUÍMICAS
Los químicos usan una estructura particular
para representar los cambios en una reacción quí-
mica: las ecuaciones químicas. Éstas se expresan
por medio de fórmulas, números, signos de suma
y flecha.
Para el caso del dióxido de azufre:
S + O2 SO2
Esto se lee así: Un átomo de azufre reacciona con
una molécula de oxígeno y produce una molécula
de dióxido de azufre.
Las sustancias que están a la izquierda de la
flecha son los reactivos, y a la derecha están los
productos..
62
En estas ecuaciones, los elementos del lado de
los reactivos deben aparecer en el de los produc-
tos, y debe repetirse el mismo número de átomos
de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
Los elementos no pueden convertirse en otros
por una reacción química. Los alqumistas intenta-
ron producirlo, pero no es posible. Para lograrlo
habría que afectar los números atómicos, y cam-
biar protones y electrones. Estos procesos logra-
dos posteriormente, requieren grandes cantidades
de energía para producir rupturas de núcleos.
Es importante destacar que la ecuación quími-
ca no es una igualdad matemática. El signo + no
indica suma de reactivos, ni la flecha equivale a un
signo =. En ella se expresa una transformación
química de sustancias. Para saber acerca del pro-
ducto formado, es necesario hacer investigaciones
posteriores. Para escribir una ecuación química, es
necesario conocer la fórmula del producto de la
reacción y deducirlo como simple suma.
63
APLICACIONES DEL MODELO
a) Reacción entre las moléculas de dos gases:
fabricación del amoníaco
La reacción de preparación del amoníaco es de
síntesis, se forma un compuesto a partir de reacti-
vos más simples.
Esta transformación se representa por:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
La ecuación expresa que una molécula de ni-
trógeno reacciona con 3 de hidrógeno y produce 2
de amoníaco. Como se puede apreciar, los núme-
ros en tamaño grande ubicados delante de las
fórmulas indican número de moléculas. Se los
denomina coeficientes y tienen un significado
diferente del de los subíndices. En esta ecuación,
hemos indicado además entre paréntesis el estado
de agregación de las sustancias de la reacción (en
64
este caso gaseoso). Para reactivos o productos en
solución acuosa se indica (aq), y (s) o (l) avisan que
el reactivo o producto es un sólido o un líquido
respectivamente.
Según el modelo, para que ocurra esta reac-
ción es necesario que choquen y se rompan las
moléculas de ambos reactivos, para formar nuevos
enlaces en el amoníaco.
El modelo permite explicar por qué esta reac-
ción se ve favorecida si aumenta la presión en el
recipiente donde se realiza: a mayor presión, las
moléculas están más cercanas, y los choques entre
ellas son más frecuentes. El modelo también ex-
plica el hecho de que si se aumenta la temperatura,
la velocidad de las moléculas aumenta y hay más
cantidad de choques, por lo tanto se rompen más
enlaces. Estos dos efectos se toman en cuenta
para la mayor producción del amoníaco en la in-
dustria.
65
b) Reacción entre los átomos de un sólido
metálico y las moléculas de un gas
La corrosión del hierro, que ocurre cuando es-
te material toma contacto co oxígeno, es también
una síntesis porque se forma un compuesto. Esta
reacción se llama además de oxidación, ya que el
hierro está oxidado en el compuesto formado.
Los químicos llaman oxidación a los procesos
donde un elemento de una molécula o aislado,
pierde electrones.
La ecuación que representa la oxidación del
hierro es:
4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3
La red metálica pierde electrones al tomar
contacto con el oxígeno molecular, ya que este
elemento es muy electronegativo, y el hierro metá-
lico dispone de electrones que suele ceder. De esta
66
manera, se forman iones de hierro con carga posi-
tiva y iones de oxígeno con carga negativa.
Los iones quedarán atraídos electrostáticamen-
te, formando la sustancia iónica óxido de hierro,
FeO3. En esta reacción, son necesarios 4 átomos
de hierro para reaccionar con tres moléculas de
oxígeno, ya que el hierro forma cationes estables
Fe3+, y el oxígeno, aniones O2-.
c) Ruptura de las unidades que forman un
sólido
Existen reacciones llamadas de descomposi-
ción, donde un solo reactivo da origen a varios
productos más simples. Es el caso opuesto a las
reacciones de síntesis. Por ejemplo, a calentar a
altas temperaturas el carbonato de calcio (una sus-
tancia iónica que es el componente principal de la
cáscara de huevo y del mármol), se forma óxido
de calcio y dióxido de carbono:
CaCO3 CaO + CO2
67
Al calentar el sólido, cada ion carbonato de la
red cristalina del carbonato de calcio vibra cada
vez más intensamente, hasta que rompe sus enla-
ces y rearma otras en dos sustancias diferentes: el
ion carbonato se subdivide en una molécula de
CO2 y un ion óxido, O2-. El material sólido que
queda es el óxido de calcio, formado por atracción
electrostática entre los iones Ca2+ y los nuevos
iones O2-.
d) Reacción entre las moléculas de un gas y
las de un sólido con estructura de red.
La combustión es una reacción que se produce
cuando se quema una sustancia en presencia de
oxígeno. La combustión más simple es la del car-
bono, que produce dióxido de carbono como úni-
co producto.
Otras combustiones, como las de madera o al-
cohol común, producen agua, además de dióxido
de carbono.
Representamos la combustión del carbono así:
68
C + O2 CO2
Al calentarse, los átomos de la red del car-
bono vibran más, y las moléculas de oxígeno
se mueven con mayor velocidad.
Al chocar, se rompen los enlaces entre los
átomos de las moléculas de oxígeno y los áto-
mos de la red de carbonos, y se forma un nue-
vo enlace con uno de carbono y dos de oxíge-
no.
69
7. ESTEQUIOMETRÍA
# Si disponemos de 10 ruedas y 5 manubrios. ¿Cuántas bicicletas se pueden armar?
Sabemos que cada bicicleta lleva dos ruedas y
un manubrio, si hacemos la analogía con una sus-
tancia química, diríamos que es un elemento que
se puede escribir como MR2.
M es el manubrio y R las ruedas.
En química el estudio de las relaciones de los ele-
mentos que componen una sustancia se llama
estequiometría, así como se relacionan las ruedas
y los manubrios de las bicicletas.
70
Cada vez que se quiere preparar un producto
mediante una reacción química se presentan varias
posibilidades para establecer los puntos de partida.
Si se dispone de una determinada masa de uno
de los reactivos, ¿qué masa hace falta para que la
reacción sea completa?, o si se requiere unos cuan-
tos gramos de producto, ¿qué cantidad de reacti-
vos son necesarios?
Para resolver estas cuestiones la estequiometría
plantea reglas básicas, que son las que se enume-
ran a continuación.
Regla 1:Escribir la ecuación química ba-
lanceada que representa la reacción.
La estequiometría es la sección de la quími-
ca que se ocupa de estudiar las relaciones
cuantitativas entre los reactivos y los pro-
ductos de una reacción.
71
Regla 2: Relacionar la cantidad de molé-
culas de cada reactivo con las cantidades de
moléculas de los productos.
Regla 3: Hacer las conversiones necesa-
rias para responder al problema especifico.
Un ejemplo para analizar:
# Calculá la masa de oxígeno que reacciona
con 10g de carbono en la reacción de for-
mación del dióxido de carbono
PRIMER PASO
% Escribir la ecuación balanceada
C + O2 CO2
Segundo paso
% Encontrar las relaciones moleculares
La masa molar del oxígeno es 32g y la del car-
bono es 16g
72
10g C . =gC
molC121 0.833mol C
De la ecuación
1mol C se relaciona con 1mol O2 ⇒ 0.833
mol C se relaciona con 0.833 mol de O2
Tercer paso
% Convertir a la unidad requerida
0.833 mol O2 . =2
2
132molO
gO 27g O2
Respuesta:
Cuando se produce dióxido de carbono a par-
tir de 10g de C se necesitan 27g de O2.
73
Ejercicios 7
Ejercicio 1) Llená la Tabla con la Masa Mole-
cular Relativa de los siguientes compuestos
Compuesto Masa Molecular Relativa
H2SO4,
H3PO4,
HCl
HBr
NaOH
KMnO4
Mn(NO3)2
H2O2
AgNO3
Ejercicio 2) Calculá cuantos moles de HNO3
hay en 50 gr de ese compuesto.
Ejercicio 3) ¿Cuántas moléculas de H2SO4
hay en 5 moles de ese ácido?
74
Ejercicio 4) ¿Cuántas moléculas de HCl hay
en 30 gr del ácido?
Ejercicio 5) ¿Cuántos gramos pesan 5.3 1023
átomos de Na?
Ejercicio 6) ¿Cuanto pesa un átomo de C?
Ejercicio 7) ¿Cuántos gr de HNO3 contienen
2.3 1026 átomos de nitrógeno?
75
Hoja de Respuestas 7
Ejercicio 1)
Compuesto Masa Molecular Relativa
H2SO4, 98
H3PO4, 98
HCl 36
HBr 81
NaOH 40
KMnO4 158
Mn(NO3)2 179
H2O2 34
AgNO3 170
Ejercicio 2) 0.79 moles de HNO3
Ejercicio 3) 3.01 1024 moléculas de H2SO4
Ejercicio 4) 5.01 1023 moléculas de HCl
76
Ejercicio 5) 20.25 gramos de Na
Ejercicio 6) 2 10-23 gramos
Ejercicio 7) 740 gr. de HNO3
77
Ejercicios 7.1
Ejercicio 1) Para la reacción:
Al2(SO4)3 + 3 Ba(NO3)2 3 BaSO4 + 2 Al(NO3)3
a) Calculá el número de moles de BaSO4
que es posible preparar a partir de 0.3 moles
de Al2(SO4)3
b) Los moles de Al2(SO4)3 necesarios pa-
ra preparar 2 moles de BaSO4
c) ¿Cuántos moles de Al(NO3)3 es posible
preparar a partir de 0.6 moles de Ba(NO3)2?
d) ¿Cuántos moles de Al2(SO4)3 se necesi-
tan para que reaccionen exactamente con 8
moles de Ba(NO3)2?
Ejercicio 2) Para la siguiente reacción calculá:
3 NO2 (g) + H2O (l) 2 HNO3 (ac) + NO (g)
a) El número de moles de HNO3 que se ob-
tiene a partir de 60 mol de NO2
78
b) Los moles de NO que se producen con 10
moles de NO2
c) Los moles de agua que se producen con 5
moles de HNO3
Ejercicio 3) Para la siguiente reacción:
2 HCl (ac) + Ca(OH)2 2 H2O + CaCl2 (ac)
y considerando que se parte de 0.5 mol de
HCl (ac), calcular
a) La masa en gramos de Ca(OH)2 que se
consume durante la reacción.
b) La masa gramos de agua que puede for-
marse
c) La masa de gramos de CaCl2 que puede
formarse
d) La cantidad en gramos de HCl que se con-
sume durante la reacción
79
Ejercicio 4) Se tiene la siguiente reacción:
3 Mg + 2 H3PO4(ac) Mg3(PO4)2 + 3 H2 (g)
y teniendo en cuenta que se parte de 0.6
mol de H3PO4 , calcular
a) La masa, en gramos, de Mg que se consu-
me durante la reacción.
b) La masa, en gramos, de Mg3(PO4)2 que
pueden formarse.
c) La masa, en gramos, de hidrógeno gaseoso
que se puede producir
Ejercicio 5) Para la obtención de NH3 se
hace reaccionar Nitrógeno e Hidrógeno
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3
80
Si queremos producir 300 litros de NH3, me-
didos en CNPT (Condiciones Normales de Pre-
sión y Temperatura),
a) ¿Cuantos litros de H2 se necesitan (medidos
en CNPT)?
b) ¿Cuantos litros de N2 se necesitan (medidos
en CNPT)
Ejercicio 6) Cuando se produce la fermenta-
ción del azúcar, se produce alcohol etílico y dióxi-
do de Carbono, según la siguiente reacción:
C6H12O6 C2H5OH + CO2
a) Balancea la reacción
Si se fermentan 5 gr. de azúcar
b) ¿Cuantos gramos de alcohol etílico se ob-
tienen?
c) ¿Cuantos gramos de alcohol etílico se ob-
tienen?
81
Hoja de Respuestas 7.1
Ejercicio 1)
a) 0.9 moles de BaSO4
b) 0.66 moles de Al2(SO4)3
c) 0.4 moles de Al(NO3)3
d) 2.66 moles de Al2(SO4)3
Ejercicio 2)
a) 40 moles
b) 3.33 moles
c) 2.5 moles
Ejercicio 3)
a) 18.75 gr. de Ca(OH)2
b) 9 gr de H2O
c) 27.75 gr. de CaCl2
d) 18 gr. de HCl
82
Ejercicio 4)
a) 21.6 gr. de Mg
b) 78.6 gs de Mg3(PO4)2
c) 1.8 gr de H2 (g)
Ejercicio 5)
a) 450 litros de H2
b) 150 litros de N2
Ejercicio 6)
a) C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2
b) 2,56 gramos de C2H5OH
c) 2,44 gramos de CO2
83
Ejercicios 7.1.1
Ejercicio 1) El Aluminio reacciona con el Á-
cido Sulfúrico por la siguiente reacción:
Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2
a) Balanceá la reacción
b) Que volumen de una solución de H2SO4
2,8 Molar se necesita para reaccionar exac-
tamente con 81 gr. de Al?
Ejercicio 2) ¿Que volumen de HCl 2 Molar
se necesita para disolver una muestra de 70 gr. de
piedra caliza (CaCO3)?
2 HCl + CaCO3 CaCl2 + H2O + CO2
Ejercicio 3) Un tanque contiene 70 kg. de
amoníaco para utilizarlo como fertilizante; si para
su obtención se partió de la siguiente reacción:
84
AlN + H2O NH3 + Al (OH)3
Calculá:
a) ¿Qué masa de AlN se necesitan?
b) ¿Cuantos moles de Al(OH)3 se formaron?
Ejercicio 4) Si reacciona un solución 0,4 Mo-
lar de NH3 con HCl para producir Cloruro de
Amonio, por medio de la siguiente reacción:
HCl + NH3 NH4Cl Cloruro de Amonio
a) ¿Cuantos moles de NH4Cl se producen
con 50 ml. de la solución de NH3?
b) ¿Cuantos moles de HCl son necesarios pa-
ra la reacción?
Ejercicio 5) Si quiero producir 80 gr. de
HNO3 (Ácido Nítrico) a partir de una solución 30
% P/V de H2SO4, mediante esta reacción:
85
NaNO3 + 2 H2SO4 2 HNO3 + Na2SO4 Ácido Sulfúrico Ácido Nítrico
a) Cuantos ml. de la solución de sulfúrico
(H2SO4) necesito?
b) Cuantos moles de NaNO3 son necesarios
para que se complete la reacción?
Ejercicio 6) ¿Cuántos mililitros de ácido clor-
hídrico 1 M necesitas para que reaccione por
completo una tableta de leche de magnesia que
contiene 310 mg de Mg(OH)2? La reacción de
neutralización es así:
HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + H2O
Ejercicio 7) En la siguiente reacción
4 K + O2 2 K2O
Calculá:
86
a) La masa de Óxido de Potasio (K2O) que se
obtiene con 3 moles de potasio
b) ¿Cuántos litros de oxígeno en CNPT son ne-
cesarios para obtener 1 kg. de Óxido de Pota-
sio?.
c) ¿Cuántas moléculas de Oxígeno reaccionan
con 500 gr de Potasio?
d) ¿Cuántos moles de Óxido de Potasio se ob-
tienen con 500 litros de Oxígeno en CNPT?
e) ¿Cuántas moléculas de potasio son necesarias
para obtener 7 moles de moléculas de Óxido
de Potasio?
f) ¿Cuántos litros de Oxígeno reaccionan con
3.22 1024 moléculas de Potasio?
Ejercicio 8) El PCl3 puede prepararse hacien-
do reaccionar P4 con Cl2 gaseoso de acuerdo a la
siguiente reacción:
P4(s) + 6 Cl2 (g) 4 PCl3 (g)
87
a) ¿Cuántos moles de fósforo son necesarios
para preparar 5.49 g de PCl3?
b) ¿Qué volumen de Cl2 (CNPT) reaccionará
en el proceso del punto a)?
c) ¿Qué masa de PCl3 se obtendrá a partir de
10.0 gramos de fósforo?
Ejercicio 9) Si 100 gramos de H2SO4 reaccio-
nan con hidróxido de sodio, calculá:
2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O Sulfato de Sodio
a) Los gramos de sulfato de sodio que se
producen
b) Los moles de moléculas de ácido sulfúrico
que reaccionan
c) El número de moléculas de agua que se
producen
88
Ejercicio 10) Si quiero obtener 500 gramos de
nitrato de potasio, por medios de esta reacción:
KOH + HNO3 KNO3 + H2O Nitrato de Potasio
Calcula:
a) La masa de hidróxido de potasio que se ne-
cesita para la reacción
b) El número de moles de moléculas de ácido
nítrico que se necesita para la reacción
89
Hoja de Respuestas 7.1.1
Ejercicio 1)
a)
2 Al + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 3 H2 b) 1,61 litros de H2SO4
Ejercicio 2)
0,7 litros de solución de HCl 2 Molar
Ejercicio 3)
a) 168,8 kg de AlN
b) 4117,6 moles de Al(OH)3
Ejercicio 4)
a) 0,02 moles de NH4Cl
b) 0,02 moles de HCl
Ejercicio 5)
a) Se necesitan 205,8 ml. de H2SO4
b) 1,26 moles de NaNO3
90
Ejercicio 6)
5.35 ml de HCl 1 Molar
Ejercicio 7)
a) 141 gr. de K2O
b) 118.6 litros de O2
c) 1.93 1024 moléculas de O2
d) 89.3 moles de K2O
e) 8.43 1024 moléculas de K
f) 29.9 litros de O2
Ejercicio 8)
a) 0.01 moles de P4
b) 1.34 dm3 de Cl2
c) 44.3 gr de PCl3
Ejercicio 9)
a) 144,9 de Na2SO4
b) 1,02 moles de H2SO4
c) 1,23 1024 moléculas de H2O
91
Ejercicio 10)
277.22 gramos de KOH
4.95 moles de HNO3
92
8. TIPOS DE REACCIONES
! Cuando estudiamos fenómenos na-
turales, intentamos frecuentemente,
establecer criterios de selección para
hacer más sencillo ese estudio.
! Vamos a proponer ahora una clasi-
ficación para los tipos de reacciones
que se producen en los procesos de
cambios químicos
Existen varios criterios para clasificar las reac-
ciones químicas e, inclusive, una misma reacción
93
puede ser de dos tipos a la vez. Un criterio de
clasificación, por ejemplo, considera la cantidad
de reactivos y productos. Otro considera la natu-
raleza de las reacciones. Entre estas últimas, se
encuentran las reacciones redox y las reacciones
de neutralización.
REACCIONES DE COMBINACIÓN
Dos o más reactivos se combinan entre sí para
sintetizar un único producto.
Por ejemplo, en la producción de amoníaco a
partir de hidrógeno y nitrógeno:
N2 (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g)
REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN
Una sustancia se descompone para dar más de
un producto.
94
Por ejemplo, en la cabeza de un fósforo, el
clorato de potasio se descompone para dar cloruro
de potasio y oxígeno, según la reacción:
2 KCIO3 (s) 2 KCI (s) + 2 O2 (g)
REACCIONES DE SUSTITUCIÓN
Uno o más átomos de un compuesto son re-
emplazados por otros al transformarse en produc-
tos.
Es el caso del ácido clorhídrico cuando se
combina con el hidróxido de sodio para dar cloru-
ro de sodio y agua.
HCI + NaOH NaCI + H2O
REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
Se trata de las reacciones que ocurren en el
medio líquido (generalmente acuoso), en los cua-
les unos de los productos de la reacción es una
95
sustancia poco soluble que se deposita como un
sólido, es decir, precipita.
Tanto el yoduro de potasio como el nitrato de
plomo (II) son sales solubles en agua; al mezclar
ambas soluciones incoloras, precipita yoduro de
plomo, de color amarillo.
2 KI + Pb(NO3)2 2 KNO3 + PbI2
REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN
Son aquellas reacciones de las cuales algunos
de los átomos de los elementos que intervienen,
modifican su número de estado de oxidación,
otras reacciones lo disminuyen.
Al verter ácido clorhídrico sobre un tornillo de
hierro, el ácido �ataca� el metal, ya que se produce
una reacción con los iones cloruro y se forma una
sal soluble amarillo-anaranjada y se desprende de
hidrógeno.
2 Fe + HCI 2 FeCI3 + 3 H2 (g)
96
REACCIONES DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS
Son aquellas reacciones cuyo su producto es una
sustancia compleja. Esta sustancia, también llama-
da compuesto de coordinación o complejo, es una
especie química constituida por un átomo o ca-
tión central, rodeado por una serie de moléculas o
aniones (llamados ligandos), en una disposición
geométrica definida.
Por ejemplo, para identificar el hierro en una
muestra, se usa tiocianato de potasio, obteniéndo-
se un anión complejo rojo sangre, llamado hexa-
tiocianato ferrato (III).
FeCI3 + 6 KSCN K2[Fe(SCN)6] + 3 KCI
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Se incluye bajo esta denominación a las reac-
ciones que se producen entre dos especies quími-
cas de características particulares, un ácido y una
97
base, para dar una sal y agua. Este tipo de reaccio-
nes ocurren en el medio acuoso. Para combatir la
acidez estomacal, puede recurrirse a las pastillas
antiácidas, que neutralizan el ácido clorhídrico del
jugo gástrico. Uno de los antiácidos es el hidróxi-
do de aluminio.
3 HCI + AI(OH)3 AICI3 + 3 H2O
98
9. LAS REACCIONES REDOX
Si dejamos una banana pelada en un plato
veremos que en poco tiempo su superficie se
oscurece. La banana, ¿se descompuso tan rá-
pidamente?
¡NO!
Ese proceso se denomina reacción redox. Es
una reacción química donde alguna de las sustan-
cias que forman un elemento se combina con el
oxígeno.
99
Se dice que la oxidación es la capacidad de los
elementos químicos de combinarse con el oxígeno
para dar productos llamados óxidos. Existen reac-
ciones en las cuales el proceso es el mismo pero
que no interviene el oxígeno, por lo que debemos
definir correctamente los términos de oxidación y
de reducción.
.
Una reacción redox es la suma de dos reac-
ciones parciales (semirreacción) Una se
llama semirreacción de oxidación, y la
otra semirrreacción de reducción.
# Semirreacción de oxidación: es el
proceso en el que un elemento pier-
de electrones.
# Semirreacción de reducción: es el
proceso en el que un elemento gana
electrones.
100
Dadas estas definiciones es apropiado, cuando
se trabaja con reacciones, utilizar el número de oxida-
ción para interpretar los compuestos.
En las uniones iónicas es fácil determinar el nú-
mero de oxidación de cada elemento, porque se
conoce la carga eléctrica de cada elemento.
En las uniones covalentes la determinación se
hace más difícil, ya que los elementos comparten
los electrones.
Para determinar, entonces, el estado de oxidación
se establecen algunas reglas:
El número de oxidación o estado de oxi-
dación, es el número de electrones que se
involucran en una unión química. Es la car-
ga eléctrica que tiene un átomo si se supone
que todos los electrones son cedidos o to-
mados en la reacción.
101
1. El número de oxidación de las sustancias
simples (Na, Ca, H2, O2, S8, P4) es igual a
cero.
2. El número de oxidación de los iones es
igual a la carga de ion. (Na+ = +1; O2- = -
2; Ca2+ =+2; F- = -1).
3. El número de oxidación del hidrógeno
cuando se combina es generalmente +1,
salvo cuando forma un hidruro que es �1
y cuando se combina con el flúor que es
+2.
4. El número de oxidación del oxígeno
cuando se combina es generalmente -2
salvo en los peróxidos que es �1.
5. En los compuestos covalentes los núme-
ros de oxidación se asignan negativos a los
elementos más electronegativos.
6. Los números de oxidación de los restantes
elementos que forman alguna agrupación
se calculan sabiendo que el número de
oxidación total es siempre igual a cero.
102
Analizá ahora este ejemplo.
# Calculá el número de oxidación del ni-
trógeno en el ácido nítrico (HNO3)
SOLUCIÓN
Número de oxidación del H + número de
oxidación del N + 3 . número de oxidación del O
es igual a cero
+1 + x + 3 . (-2) = 1 + x �6 = x � 5 = 0
despejando x = 5
El número de oxidación del N es +5.
103
Ejercicios 9
Ejercicio 1) ¿Cuál de las siguientes ecuacio-
nes no balanceadas son reacciones Redox?. Indicá
en cada una de las reacciones Redox el agente
oxidante y el reductor.
i. Zn + HCI -------------------- > ZnCl2 + H2
ii. KCI + AgNO3 ------------- > AgCl + KNO3
iii. CIO-+ NO2- ---------------- > NO3
- + CI-
iv. KCIO3 + I2+ H2O ----------- > KCI + HlO3
v. H2SO4 + NaOH ----------- > Na2SO4+ H2O
Ejercicio 2) En las siguientes reacciones:
¿Cuales son los elementos que cambian su número
de oxidación?. ¿Cuales son los agentes oxidantes y
los reductores?.
a) SO3 + H2 -------------------- > SO2 + H2O
b) MnO2 + 4 HCI --> MnCl2 + 2 H2O + Cl2
c) 2 K2CrO4+ 2 HCI ----- > 2 KCI + H2O + K2Cr2O7
d) Br2 + H2O ------------------- > HBrO + HBr
e) Al2 O3 + 3 H2 --------------- > 2 Al + 3 H2O
f) 5 KI + KIO3 + 6 HCI------- > 3I2+ 3 H2O + 6 KCI
104
Ejercicio 3) El aluminio metálico (elemento
del Grupo IIIA) se oxida superficialmente en pre-
sencia del oxígeno, formando una película ad-
herente de óxido (AI2O3) blanquecino semitrans-
parente, la que lo protege de un ulterior ataque.
Esta propiedad era bien conocida por las amas de
casa, ya que quita el «brillo» de las ollas y utensilios
de aluminio.
a) Escribí la reacción de oxidación del alumi-
nio con el oxígeno.
b) Escribí la reacción de oxidación del Hierro
con el oxígeno. ¿Cual te parece que es la
propiedad que NO tiene este oxido y si
tiene el Oxido de Aluminio?
Ejercicio 4) A fines del siglo XVII en Francia
se desarrolló el proceso Leblanc para producir
industrialmente carbonato de sodio, que a su vez
se empleaba para producir hidróxido de sodio. La
secuencia de reacciones involucradas es:
105
Escribí las ecuaciones e igualarlas.
a) Decí cual de esas reacciones es una Reac-
ción Redox.
b) En la reacción Redox, ¿Qué especies se
oxidan y qué especies se reducen?.
c) En la misma reacción, ¿Cuál es el agente
reductor y cuál es el oxidante?
Ejercicio 5) Igualá las siguientes ecuaciones
por el método del ion-electrón (medio ácido).
a) Cu + H+ + SO42- --------------- > Cu2++ SO2 + H2O
Sulfato de Sodio +
Ácido Clorhídrico
Cloruro de Sodio +
Ácido Sulfúrico
Sulfato de Sodio + Carbonato de Calcio
+ Carbono
Carbonato de Sodio +
Sulfuro de Calcio +
Dióxido de Carbono
Carbonato de Sodio + Hidróxido
de Calcio
Carbonato de Calcio +
Hidróxido de Sodio
106
b) CIO2- + I- ------------------------ > CI- + I2 c) Cu + HNO3 ----------- > Cu(NO3)2 + NO2 + H2O d) KMnO4 + KI + H2SO4 ---> MnSO4+l2 + H2O + K2SO4
Ejercicio 6) Igualar las siguientes ecuaciones por
el método del ion-electrón (medio alcalino). a) SO32- + Cl2 ---------------------- > SO42-+ CI-
b) MnO4- + AsO2- ------------------ > MnO2 + AsO43-
c) KCIO3 + CrCl3 + KOH ----- > K2CrO4 + H2O + KCI
d) KMnO4 + KOH + Kl ----- > K2MnO4 + KIO3 + H2O
Ejercicio 7) Cuando una batería de auto
(acumulador de plomo) produce energía eléctrica,
ocurre la siguiente reacción global:
Pb + PbO2 + H2SO4 PbSO4 + H2O
a) ¿Cuál especie se oxida y cuál se reduce?.
b) Escribí las hemirreaciones de oxidación y
de reducción.
c) Iguala la ecuación total por el método del
ion-electrón.
107
Ejercicio 8) El hipoclorito de sodio se em-
plea en solución acuosa como desinfectante y de-
sodorizante por su acción bactericida y bacterios-
tática bajo el nombre comercial de «agua lavandi-
na». Se produce industrialmente por burbujeo de
cloro gaseoso en una solución de hidróxido de
sodio, obteniéndose también como subproducto
cloruro de sodio.
a) Escribí la reacción química correspondiente,
balanceándola por el método del ion electrón.
b) En los reactivos, ¿Cuál es la especie oxidante y
cuál la especie reductora?.
Ejercicio 9) Igualá las siguientes ecuaciones
por el método del ion-electrón.
a) Li + H2O + LiClO4 --------------- > LiOH + Cl2
b) FeSO4 + HNO3 + H2SO4 -------> Fe2(SO4)3 +NO+H2O
c) KBiO3 + Mn(NO3)2 + HNO3 -- > Bi(NO3)3 + KMnO4 +
NO3+ H2O
108
Hoja de Respuestas 9
Ejercicio 1)
Tipo de
Reacción Reacción
Agente
Oxidante
Agente
Reductor
Redox
Zn + HCI
-------------- >
ZnCl2 + H2
HCl Zn
No redox
KCI + AgNO3
------->
AgCl + KNO3
Redox
CIO-+ NO2-
----------->
NO3- + CI-
ClO- NO2-
Redox
KCIO3 + I2+
H2O
----------->
KCI + HlO3
CLO3- I2
109
No redox
H2SO4 + NaOH
-------------->
Na2SO4+ H2O
Ejercicio 2)
a) S pasa de +6 a +4 y H pasa de 0 a +1.
SO3 Agente Oxidante -H2 Agente Re-
ductor
b) Mn pasa de +4 a +2 y el Cl de -1 a 0.
MnO2 Agente Oxidante - HCI Agen-
te Reductor
c) 2 K2CrO4+ 2 HCI----------- > 2 KCI +
H2O + K2Cr2O7
No es una reacción de tipo redox
d) En este caso el bromo se oxida y reduce a la
vez, este proceso se llama dismutación.
Br2 + H2O ------------------- > HBrO + HBr
Br2:Agente Reductor y Oxidante a la vez
110
e) El Al(III) pasa a Al metalico, mientras que
el hidrógeno gaseoso pasa a +1
Al2 O3 Agente Oxidante - H2 Agente Reductor
f) El yoduro se oxida al pasar de -1 a 0, mien-
tras que el iodato se reduce de +5 a 0
KI Agente reductor - KIO3 Agente Oxi-
dante
Ejercicio 3)
a- )()(2/3)(2 322 sOAlgOsAl =+
b- )()(2/3)(2 322 sOFegOsFe =+ La pro-
piedad es la adherencia, pues si el hierro se oxida,
nosotros sabemos que se puede sacar el Fe2O3
�rascándolo� de la superficie. En cambio el Oxido
de Aluminio, el Al2O3, se adhiere firmemente,
evitando que se oxide el Aluminio interno.
111
Ejercicio 4) a) y b)
)()(2)()()(
)()(2)(2)()(2)(2)(2)()()(2
3232
232342
4242
sCaCOacNaOHsOHCasCONa
gCOsCaSsCONasCsCaCOsSONaacHClsSONaacSOHsNaCl
+→+
++→+++→+
----> REDOX c) Se oxida el carbono (C) y se reduce el azufre
(S).
d) El agente reductor es el C(s) y el oxidante es el
sulfato (SO4=).
Ejercicio 5) a) Cu + 4 H+ + SO42- --------------- > Cu2++ SO2 + 2 H2O
b) 4 H+ +CIO2- +2 I- -------------------- > CI- + I2 + 2 H2O
c) Cu + 4 HNO3 ----------- > Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
d) 2 KMnO4 + 2 KI + 4 H2SO4 --------- > 2 MnSO4 + l2
+ 4 H2O + 2 K2SO4
Ejercicio 6) a) 2 OH- + SO32- + Cl2 ------------- > SO42-+ 2 CI- + H2O
b) 2 MnO4- + 3 AsO2- ----- > 2 MnO2 + 3 AsO43- + 2 H2O
c) KCIO3 + 2 CrCl3 + 10 KOH ---- > 2 K2CrO4 + 5 H2O
+ 7 KCI
112
d) 6 KMnO4 + 6 KOH + Kl ------> 6 K2MnO4 + KIO3
+3 H2O
Ejercicio 7) a- Se oxida el plomo metálico (Pb) y se reduce el
Pb (IV) en el PbO2.
b-
22
20
24 +−+
−+
→++
+→
PbeHPbOePbPb
c- )(2)(2)(2)()( 24422
0 lOHsPbSOacSOHsPbOsPb +→++
Ejercicio 8) a- )()()()()(2 22 lOHsNaClacNaClOgClacNaOH ++→+
b- La reacción es una dismutación, en donde
el agente oxidante y el reductor es la misma espe-
cie, en este caso el cloro Cl2.
Ejercicio 9)
a) 2 OH- + SO32- + Cl2 ------ > SO42-+ 2 CI- + H2O
b) 2 MnO4-+ 3 AsO2- ----- > 2 MnO2 + 3 AsO43- + 2 H2O
c) KCIO3 + 2 CrCl3 + 10 KOH ----> 2 K2CrO4 + 5 H2O
+ 7 KCI
113
d) 6 KMnO4 + 6 KOH + Kl ------- > 6 K2MnO4 + KIO3
+3 H2O
114
10. BALANCE DE ECUACIONES
En una reacción redox descripta por una
ecuación:
¿cómo se hace para saber cuál es el núme-
ro de elementos que intervienen?
Los números de oxidación son muy útiles para
hacer el balance de las ecuaciones que describen
las reacciones químicas.
Existe un método práctico que nos permite
hacer el balance, llamado...
115
Método del ion-electrón
A. Dada una ecuación química asignar el nú-
mero de oxidación a cada elemento para
establecer el oxidante y el reductor
Ecuación de la reacción
FeCl3 + SnCl2 FeCl2 + SnCl4
Ecuación ionizada Fe3+ + 3 . Cl- + Sn2+ + 2 . Cl- Fe2+ + 2 . Cl- + Sn4+
+ 4 . Cl-
B. Se escriben las hemirreacciones de oxida-
ción y de reducción.
Sn2+ Sn4+ + 2e (oxidación)
Fe3+ + 1e Fe2+ (reducción)
C. Sabiendo que los electrones cedidos deben
ser igual a los electrones adquiridos, se es-
criben los coeficientes apropiados.
Sn2+ Sn4+ + 2e
2Fe3+ + 2e 2Fe2+
116
D. Se suman miembro a miembro las hemi-
rreacciones de oxidación y reducción y se
simplifican los electrones.
Sn2+ Sn4+ + 2e
2Fe3+ + 2e 2Fe2+
2Fe3+ + 2e + Sn2+ 2Fe2+ + Sn4+ + 2e
E. Los coeficientes de la ecuación iónica de
oxido reducción son los mismos que los
de la ecuación molecular
2FeCl3 + SnCl2 2FeCl2 + SnCl4
117
11. ÁCIDOS
Entre las sustancias que se usan cotidianamen-
te hay muchas que contienen ácidos (del latín aci-
dus = agrio). Varios de estos ácidos se encuentran
en alimentos, tales como el ácido cítrico (en los
jugos de limón), el ácido acético (en el vinagre), el
ácido láctico (en la leche cuajada), el ácido tartári-
co (en las uvas), el ácido málico (en las manzanas).
Otros ácidos son de gran importancia en los
laboratorios y en la industria: el ácido sulfúrico se
usa disuelto en agua en las baterías o acumulado-
res de automotores, el ácido clorhídrico industrial,
conocido como ácido muriático, se utiliza para la
limpieza de la superficies de los metales, previa-
118
mente a las soldaduras, el ácido nítrico es capaz de
atacar a la mayoría de los metales y se usa para la
fabricación de explosivos, nitratos y colorantes.
También hay animales y vegetales que produ-
cen ácidos que les sirven de defensa. Así, el ácido
fórmico o metanoico se presenta en las secrecio-
nes de las hormigas, abejas y ortigas. En el meta-
bolismo de los vertebrados intervienen diversos
ácidos, tales como los ácidos grasos, el ácido úri-
co, el ácido láctico, etc. En la corteza del sauce se
encuentra el ácido salicílico que tiene propiedades
analgésicas y a partir del cual se preparó el ácido
acetil salicílico, conocido con el nombre de aspiri-
na, muy usado como analgésico y antipirético.
Algunos ácidos son muy fuertes y corrosivos y
deben ser manejados con mucho cuidado porque
pueden ocasionar lesiones graves, tales como los
ácidos sulfúrico, nítrico y clorhídrico. Por el con-
trario, los ácidos que se encuentran en los alimen-
tos son débiles y pueden ser ingeridos sin que
afecten a los tejidos humanos.
119
Los ácidos fuertes atacan a la mayoría de los
metales, con excepción del oro y del platino, des-
prendiendo das de hidrógeno. La mezcla del ácido
nítrico y ácido clorhídrico, en la proporción de 1 a
3 volúmenes, se denomina agua regia, porque di-
suelve el oro que es considerado el rey de los me-
tales.
CLASIFICACIÓN DE LOS ÁCIDOS
Desde el punto de vista químico, los ácidos se
pueden dividir en dos grupos: oxoácidos e hidrácidos.
OXOÁCIDOS U OXÁCIDOS
Son compuestos que se forman al combinarse
un óxido ácido con agua.
Los oxácidos se forman cuando se com-
binan un óxido ácido con agua.
120
Para comprender su estructura analizaremos
varios ejemplos.
Ácido carbónico
Se produce al combinarse el dióxido de carbo-
no con agua.
Esta reacción puede expresarse por medio de
fórmulas electrónicas:
H :
..O :
:..O ::C::
..O : + H:
..
..O :H H:
..
..O :
..C ::O
El dióxido de carbono más agua se combinan
para dar ácido carbónico
Utilizando fórmulas estructurales o desarrolla-
das:
H O O = C = O + H � O � H H � O � C=O
121
Y por medio de fórmulas moleculares:
CO2 + H2O H2CO3
ÁCIDOS DEL NITRÓGENO
Acido nitroso: Resulta de la combinación de
trióxido de dinitrógeno con agua.
Trióxido de dinitrógeno + agua resulta 2 mo-
léculas de ácido nitroso
Usando fórmulas desarrolladas: O = N � O � N = O + H �O � H 2 H � O � N = O
Y mediante fórmulas moleculares:
N2O3 + H2O 2 HNO2
Ácido nítrico: se forma por la combinación del
pentóxido de nitrógeno con agua:
Mediante fórmulas desarrolladas:
O O O O = N � O � N = O + H � O � H 2 H � O � N = O
Con fórmulas moleculares.
N2O5 + H2O 2 HNO3
122
ÁCIDOS DEL AZUFRE
Ácido hiposulfuroso: Es el producto de la
unión del monóxido de azufre con agua
SO + H2O H2SO2
Ácido sulfuroso: Se obtiene por combinación
del dióxido de azufre con agua.
SO2 + H2O H2SO3
Ácido sulfúrico: Es el resultado de la combi-
nación de trióxido de azufre con agua.
SO3 + H2O H2SO4
ÁCIDOS DEL CLORO
Ácido hipocloroso: Se forma por la unión del
monóxido de dicloro más agua
CI2 + H2O 2 HCIO
123
Ácido cloroso: Se obtiene por la reacción en-
tre el trióxido de dicloro y agua.
CI2O3 + H2O 2 HCIO2
Ácido clórico: Resulta de la combinación del
pentóxido de dicloro con agua.
CI2O5 + H2O 2 HCIO3
Ácido perclórico: Es el producto de la unión
del heptóxido de dicloro con agua.
CI2O7 + H2O 2 HCIO4
NOMENCLATURA DE LOS OXOÁCIDOS
Entre los distintos sistemas de nomenclatura
existentes, el más usado es el tradicional. De
acuerdo con este sistema de nomenclatura, los
ácidos que están formados por elementos que
tienen un sólo número de valencia se denominan
anteponiendo la palabra ácido, y luego la raíz del
nombre del no metal con la determinación ico
124
(ácido carbónico). Cuando el no metal tiene dos
números de valencia diferentes se utilizan los sufi-
jos oso para la menor valencia e ico para la mayor
(ácido nitroso, para nitrógeno III y ácido nítrico
para nitrógeno V). En caso de que el no metal
pueda presentar tres números de valencia diferen-
tes, se nombran usando el prefijo hipo y el sufijo
oso para el menor de todos (ácido hiposulfuroso,
S = II); el sufijo oso para el valor intermedio (áci-
do sulfuroso, S = IV), y el sufijo ico para el núme-
ro de valencia mayor (ácido sulfúrico, S = VI).
Finalmente, si el elemento puede actuar con cua-
tro números de valencias distintos, se utiliza el
prefijo hipo y el sufijo oso para el menor (ácido
hipocloroso, CI = I); el sufijo oso para el segundo
número (ácido cloroso, Cl = III); el sufijo ico para
el tercero (ácido clórico, Cl = V) y el prefijo per y
el sufijo ico para el cuarto (ácido perclórico, Cl =
IV).
De acuerdo con lo establecido por la IUPAC
(Unión Internacional de Química Pura y Aplicada)
125
también puede utilizarse la nomenclatura por
atomicidad o por numerales de STOCK.
En el caso de hacerse por atomicidad, el nom-
bre de los ácidos se forma con un prefijo griego
que indica el número de átomos de oxígeno (n),
seguido de oxo, luego la raíz del nombre del no
metal con terminación ato y finalmente de hidró-
geno. Así, el ácido carbónico (H2CO3) se denomi-
na trioxocarbonato de hidrógeno.
El ácido sulfúrico (H2SO4) se llama tetraoxosulfa-
to de hidrógeno.
Cuando los ácidos se designan por numerales de
Stock, el nombre se forma con la raíz del no metal
con terminación ato, seguido por el número de
valencia entre paréntesis, de hidrógeno. Entonces
el ácido carbónico (H2CO3) se denomina carbona-
to (IV) de hidrógeno y el ácido sulfúrico (H2SO4)
se llama sulfato (VI) de hidrógeno.
126
En el siguiente cuadro comparativo se exponen
algunos ejemplos:
Nomenclatura
Fórmula Tradicional Atomicidad Numeral de Stock
H2CO3 Ácido carbó-
nico
Trioxo carbo-
nato de hidró-
geno
Carbonato
(IV) de
hidrógeno
HNO2 Ácido nitrosoDioxonitrato de
hidrógeno
Nitrato (III)
de Hidróge-
no
HNO3 Ácido nítricoTrioxonitrato
de hidrógeno
Nitrato (V)
de Hidróge-
no
H2SO2 Ácido hipo-
sulfuroso
Dioxosulfato
de hidrógeno
Sulfato (II)
de Hidróge-
no
127
H2SO3 Ácido sulfu-
roso
Trioxosulfato
de hidrógeno
Sulfato (IV)
de Hidróge-
no
H2SO4 Ácido sulfúri-
co
Tetraoxosulfato
de hidrógeno
Sulfato (VI)
de Hidróge-
no
128
Ejercicios 11
Ejercicio 1) Escribí las fórmulas de:
a) Bromato (V) de hidrógeno
b) Nitrato (III) de hidrógeno
c) Borato (III) de hidrógeno
Ejercicio 2) Elegí la respuesta correcta:
I)
Hidrácido
Hidróxido
Oxoácido
Cuando un
Óxido Ácido se
combina
con agua se
obtiene un :
Oxosal
II)
Metal y No
Metal
Un Oxoácido
se forma por
la unión iónica
entre:
No Metal y No
Metal
129
Metal y Metal
Ninguna de las
anteriores
Ejercicio 3) Escribí el Nombre de los siguien-
tes compuestos según la nomenclatura tradicional,
de stock y IUPAC
a) HIO3
b) H3PO4
c) H2SO3
Ejercicio 4) Hacé las fórmulas electrónicas y
desarrolladas de los estos ácidos:
a) ácido hipocloroso
b) ácido clórico
Ejercicio 5) Indicá cuál de estas fórmulas de
ácidos están bien escritas:
a) H2ClO3 (Cloro con Valencia +5)
b) H2SO3 (Azufre con Valencia +4)
c) H2N3O2 (Nitrógeno con Valencia + 5)
130
Hoja de Respuestas 11
Ejercicio 1)
a) HBrO3
b) HNO2
c) HBO2
Ejercicio 2)
I)
a) Hidrácido
b) Hidróxido
c) Oxoácido
Cuando un
Óxido Ácido se
combina
con agua se
obtiene un : d) Oxosal
II)
Metal y No Metal
No Metal y No
Metal
Un Oxoácido se
forma por
la unión iónica
entre: Metal y Metal
131
Ninguna de
las anteriores
Ejercicio 3)
TRADICIONAL IUPAC STOCK
HIO3 Ácido yódico Trioxoyodato de monohidrógeno
Yodato (V)
de hidró-geno
H3 PO4 Ácido fosfóricoTetroxofosfato de trihidrógeno
Fostato (V)
de hidró-geno
H2 SO3 Ácido sulfurosoTrioxosulfato de
dihidrógeno
Sulfato (IV)
de hidró-geno
132
Ejercicio 4)
Ejercicio 5)
a) incorrecta (HClO3)
b) correcta
c) incorrecta (HNO3)
133
12. BASE
�Tengo una acidez estomacal bárbara�
�Vaya a saber uno que estuviste haciendo anoche.
Tomate un antiácido y listo�
Como hay sustancias ácidas hay sus-
tancias que son justamente lo contrario:
134
HIDRÓXIDOS, BASE O ÁLCALIS
Hay una clase muy importante de compuestos
ternarios que se conoce con el nombre de
hidróxidos o bases. Antiguamente se los deno-
minaba álcalis, palabra del árabe = �al kali� que
significa �la base�. En la actualidad, esta denomi-
nación forma parte de expresiones tales como,
sabor alcalino (amargo), sustancia alcalina, medio
alcalino, solución alcalina, etc..
Algunos de estos compuestos son de uso fre-
cuente en el hogar. Al respecto, en el libro �La
química crea un mundo nuevo�, de Bernard Jaffe
publicado por Editorial Eudeba, leemos lo si-
guiente:
135
�En la cocina o en el baño podrá encontrar agua de amoníaco
(NH4OH), que se usa para limpieza. También podrá descubrir un
recipiente con lejía, que está formada hidróxido de sodio impuro (NaOH).
Esta soda cáustica es muy útil como agente de limpieza en el hogar, dado
que disuelve o acorta las grasas. Si se obturan los caños de desagüe de la
cocina o del baño, se pasa una solución acuosa concentrada de soda cáustica
por los mismos. De esta manera, las acumulaciones jabonosas, grasosas, son
atacadas por la soda (se saponifican) y debido a este cambio químico se
transforman en acuosolubles. Una serie de agentes de limpieza comunes, que
se venden con diferentes nombres comerciales contienen este producto químico.
Muchas frutas y hortalizas se pelan, antes de ser envasadas, mediante
solución de hidróxido de sodio al 20%, en la cual se sumergen durante dos a
cinco minutos. El hidróxido de sodio ataca las pectinas o materiales de unión
entre las células, despegando así la piel. Ésta se quita luego por lavado, el
cual, además, despoja a la fruta de todo resto de lejía. Éste proceso proviene
de la manufactura a la usanza antigua de la mazamorra, alimento que
constituía el eje de la dieta de los p[rimeros colonos americanos.
Para prepararla, se remojaba el grano de maíz en una solución de lejía
hasta lograr la separación de la cáscara, dura y correosa. La lejía y sus
soluciones, aún medianamente diluidas, producen quemaduras dolorosas y
series si se ponen en contacto con la piel, por lo cual deben usarse con gran
precaución y guardarse fuera del alcance de los niños. La leche de magnesia se
encuentra también, sin duda, en el botiquín hogareño. Se trata de una
suspensión en agua de hidróxido de magnesio [Mg(OH)2], que actúa como
laxante suave. Es posible que entre los remedios haya también lechada de cal
o agua de cal [Ca(OH)2], que es un remedio casero que corrige la acidez
estomacal.
136
Los hidróxidos también son importantes por
sus aplicaciones en los laboratorios e industrias.
Así, el hidróxido de sodio es usado en la fabrica-
ción de papel, jabón, colorantes, fibras textiles,
plásticos, en la refinación de derivados del petró-
leo y como neutralizante de aluminios. El hidróxi-
do de aluminio [Al (HO)3], se utiliza para la fabri-
cación de lacas y para clarificar el agua durante el
proceso de potabilización. En la industria de la
construcción se emplea la denominada �cal apaga-
da� o �cal hidratada�, que es hidróxido de calcio, y
mezclada con arena y agua constituye la argamasa
que una los ladrillos de las paredes.Al disolverse
en agua, los hidróxidos manifiestan sabor amargo
como el jabón. Los hidróxidos de sodio y de pota-
sio tienen la cualidad de absorber el vapor de agua
del aire y disolverse en el mismo. Esta propiedad
se denomina delicuescencia.
137
¿Cómo es la estructura de los hidróxidos?
Los hidróxidos son compuestos químicos que
se forman por la combinación de un óxido básico
con agua.
Así, el óxido de calcio (cal viva) se combina
con agua para formar hidróxido de calcio (cal apa-
gada)
• Con fórmulas electrónicas:
[Ca]2+ [:..
..o :]2- + H :
..
..o : H [H :
..
..o :]-
[Ca]2+ [:..
..o : H]-
• Utilizando fórmulas desarrolladas:
Ca = O + H � O � H HO � Ca - OH
• Mediante formas moleculares:
• CaO + H2O Ca (OH)2
Todos los hidróxidos se caracterizan por presentar
el radical oxhidrilo o hidroxilo = (OH). Este radi-
cal está constituido por un átomo de oxígeno y
otro de hidrógeno, unidos fuertemente entre sí y
138
actuando como si fueran un solo átomo. Su es-
tructura electrónica es la siguiente:
[:..
..o : H] -
El oxhidrilo presenta una carga negativa y por
lo tanto es un anión monovalente.
En los hidróxidos el radical oxidrilo está unido
a un catión metálico, habiendo tantos oxhidrilos
como cargas positivas tenga dicho catión.
El amoníaco es un hidruro no metálico que
reacciona con el agua, formando hidróxido de
amonio:
H3N + H2O NH4 (OH)
Amoníaco + Agua hidróxido de amonio
Los hidróxidos se designan igual que los óxi-
dos pero reemplazando la palabra óxido por
hidróxido.
139
13. PH
¿Qué será ese líquido?
Meté el dedo
No, si es muy ácido o muy alcalino
me puedo dañar
Entonces, ¿Cómo se hace para saber que es?
140
El hombre ha encontrado la maneras que le permiten cono-
cer qué tipo de sustancias son las que tiene en frente.
INDICADORES
Para verificar si una sustancia es ácida o básica
se utilizan ciertas sustancias que cambian de color
según el medio en que se encuentren y que se de-
nominan indicadores.
Una de las más utilizadas es el tornasol, que se
extrae de algunas flores y ciertos líquenes y que
toma color rojo en el medio ácido y azul en medio
alcalino o básico.
También se pueden utilizar colorantes vegeta-
les, como el pigmento de los pétalos de rosas ro-
jas, hojas de repollo colorado, la parte roja de las
hojas de la remolacha, etcétera.
Además de indicadores de origen natural, exis-
ten otros artificiales, como la fenolftaleína, el na-
ranja de metilo y la heliantina.
141
En el siguiente cuadro se reúnen algunos de
los indicadores más usados y los colores que se
presentan en soluciones ácidas o básicas.
Por otra parte existen sustancias que no son ni
ácidas ni alcalinas y que no producen cambio de
color en los indicadores. Estas sustancias se de-
nominan neutras, como es el caso del agua.
Entonces se puede decir que:
Los indicadores permiten establecer si una
sustancia es ácida, básica o neutra.
SOLUCIÓN
INDICADOR ÁCIDA BÁSICA
Tornasol Rojo Azul
Naranja de metilo Rojo Amarillo
Fenolftaleína Incoloro Rojo-violáceo
Heliantina Rojo Amarillo
Azul de bromotimol Amarillo Azul
142
¿Qué es el pH?
Entre los ácidos se encuentran algunos que
son fuertes, como el sulfúrico, nítrico o clorhídri-
co y otros que son ácidos débiles, como el acético,
cítrico o pícrico.
Los ácidos fuertes son aquellos cuyas molécu-
las se disocian completamente al disolverse en
agua, liberando un alto número de cationes hidró-
geno o hidrogeniones (H+). Por el contrario, los
ácidos débiles se disocian levemente en el agua,
produciendo pocos cationes de hidrógeno.
En el caso de las bases, también se distinguen
las bases fuertes, tales como el hidróxido de sodio
o de potasio y las bases débiles como los hidróxi-
dos de calcio o de magnesio. Las primeras, al di-
solverse en agua, liberan numerosos aniones ox-
hidrilo o hidroxilo (OH-), en tanto que las bases
débiles producen una cantidad mucho menor de
dichos aniones, lo cual indica que pocas de sus
moléculas se disocian.
143
Además de los ácidos y las bases, existen otras
sustancias que no liberan ni cationes de hidrógeno
ni aniones oxhidrilo y que se denominan neutras.
Para expresar estas características, en 1909
Sörensen propuso una forma numérica de indicar
la concentración de hidrogeniones que llamó po-
tencial de hidrógeno (pH) y cuya expresión mate-
mática es: ]H[
logpH +=1 o sea, que el pH es igual
a la inversa de la concentración de cationes hidró-
geno.
Aplicado este cálculo a distintas sustancias,
permitió obtener una escala numérica cuyos valo-
res varían de 0 a 14. Las soluciones ácidas tienen
valores de pH que van de 0 a 7; las neutras presen-
tan un pH de 7, y las básicas o alcalinas el pH va-
ría entre 7 y 14.
144
Gráficamente:
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
• Las ácidos tienen un pH inferior a 7 y son
más fuertes en cuanto menor sea el pH.
• Los hidróxidos presentan un pH superior
a 7 y resultan más fuertes en cuanto el pH
se aproxima a 14
• Las sustancias neutras solo manifiestan un
valor de pH igual a7.
IMPORTANCIA DEL PH
El pH es muy importante tanto desde el punto
de vista biológico como desde el industrial.
En los seres vivos, los valores del pH perma-
NEUTROÁCIDOS ALCALINOS
145
necen constantes, en equilibrio dinámico, debido a
diversos mecanismos de regulación. Así. en la
sangre humana el pH es de alrededor de 7,4 y solo
admite muy pequeñas variaciones; de lo contrario,
se vuelve incompatible con la vida.
La leche de vaca tiene un pH ligeramente áci-
do (6,6) y su aumento produce la coagulación de
sus proteínas, transformándose en leche cuajada.
Cada especie vegetal requiere un determinado
valor de pH del suelo para su mejor desarrollo. En
general, los valores más apropiados varían entre
4,5 y 7, es decir, ligeramente ácidos.
El jugo gástrico del estómago es fuertemente
ácido (pH = 0,9 a 1,5) lo cual facilita el proceso
digestivo.
Las frutas cítricas son todas ácidas por su con-
tenido de ácido cítrico. El pH de los limones es de
2,3 y el de las naranjas de 3,5. En otros alimentos
encontramos valores de pH tales como: vinagre,
2,8; manzana 3,1; tomate, 4,2; huevos, 7,8. El agua
pura tiene un pH de 7, mientras que el agua de
146
mar es ligeramente alcalina, con un pH de 8,5 de-
bido a las sustancias que contiene en solución.
En la elaboración del vino es muy importante
la acidez que presenta el mosto de uva utilizado,
por lo cual se lo controla cuidadosamente. En el
proceso de obtención del azúcar es necesario neu-
tralizar la acidez natural del jugo que suministra la
molienda de la caña.
147
Ejercicios 13
Ejercicio 1) En la columna de la izquierda, hay
propiedades de los ácidos o de las bases. Uní con
una flecha las propiedades de la sustancia con el
tipo de sustancia. Te ayudo con el primer ejemplo:
Sabor agrio
Viran el torna-
sol a azul
• ÁCIDOS
Viran el torna-
sol a rojo
Sabor amargo
Liberan aniones
OH-
• BASES O
HIDRÓXIDOS
Liberan cationes
H3O+
Ejercicio 2) Para cada oración, escribí en la
columna de la derecha si es Verdadero o Falso:
148
Oración V o F a) Cuando un medio es alcalino su
pH es menor a 7
b) Las sustancias neutras tienen un
pH igual a 7
c) La fenolftaleína es un indicador
d) El pH del suelo es importante
para el crecimiento de las plantas
e) Los jugos gástricos tienen un pH
mayor a 7
Ejercicio 3) Calcular el valor del pH de las si-
guientes soluciones si la concentración de [ H3O+]
es:
a) 0,002 mol / litro
b) 0,000000005 mol / litro
c) 0,001 mol / litro
Ayuda: Recorda que: pH = -log [H3O+]
149
Ejercicio 4)
I) ¿Cuál es la concentración del ion hidróge-
no [H+], en una solución si su pH es de:
a) 3
b) 7, 63
II) ¿Cuál es la concentración del ion hidróge-
no [H+], en una solución de
a) pH = 8,4
b) pH = 0,375
Ejercicio 5) Si le agrego agua a 0,87 moles de
HCl hasta completar un litro de solución ¿Qué pH
tiene esta solución?
150
Hoja de Respuestas 13
Ejercicio 1)
Sabor agrio Viran el tornasol a
azul • ÁCIDOS
Viran el tornasol a
rojo
Sabor amargo
Liberan aniones
HO- • BASES O
HIDRÓXIDOS
Liberan cationes
H3O+
Ejercicio 2)
Oración V o F a) Cuando un medio es alcalino su
pH es menor a 7 F
b) Las sustancias neutras tienen un
pH igual a 7 V
c) La fenolftaleína es un indicador V
151
d) El pH del suelo es importante
para el crecimiento de las plantas
V
e) Los jugos gástricos tienen un
pH mayor a 7
F
Ejercicio 3)
a) pH= 2,70
b) pH= 8,301
c) pH= 3
Ejercicio 4)
I)
a) [H+] = 0,000000003 mol /litro
b) [H+] = 0,422 mol /litro
II)
a) pH= 8,4
b) pH= 0,375
Ejercicio 5)
pH = 1.22
152
Ejercicios 13.1
Ejercicio 1) Tengo una solución de 240 gr. de
Ácido Benzoico (ácido débil) en un tanque de 15 dm3.
a) Cuál es la concentración de H3O+:? b) Cuál es el pH de la solución?. Datos: Mr Ácido Benzoico = 122 gr/mol Ka Ácido Benzoico = 6,4.10-5 Estructura de Ácido Benzoico:
Ejercicio 2) El ácido fórmico fue hallado por
primera vez en las hormigas, de donde se debe su
nombre. Si una solución de 1 litro de esta ácido
tiene un pH igual a 3. ¿Cuál es la concentración
del ácido introducido en la solución?. Datos: Ka Ácido Fórmico: 1,8.10-4.
Mr Ácido Fórmico: 48 gr/mol
153
Ejercicio 3) Para trabajar con un cultivo de
bacterias, necesitas trabajar con un pH menor de
4. ¿Cuánta masa de Ácido Propionico (en gramos)
tenés que poner a un cultivo que tiene 5 cm3 de
solución, para tener un pH igual o menor que 4?. Datos: Ka Ácido Propionico: 1,3.10-5.
Mr Ácido Propionico: 74 gr/mol
Ejercicio 4) El Amoniaco (NH3) es la base
débil más conocida. Calcula:
a) ¿Cómo es su reacción al disolverse en
agua?
b) ¿Cuál será el pH y el pOH de una solu-
ción de 4 gr. de NH3 que se disuelven en 2 litros
de solución?. Datos: Kb Amoniaco: 1,8.10-5.
Mr Amoniaco: 17 gr/mol
Ejercicio 5) Una solución de Anilina tiene
una concentración de anilina sin disociar (BOH)
de 0,1 M, del catión de anilina (B-) de 4,2.10-6M, y
un pH de 10. ¿Cual es el valor Kb de la Anilina?
154
[ ][ ][ ]BOHOHBKb
−+
=. = Cte. de Basicidad de la Anilina
Ejercicio 6) Tengo dos soluciones con dos
Ácidos. En la Solución 1 tengo 300 gr. de Ácido
Acético en 500 cm3 de agua. En la solución 2 ten-
go una solución 0,04 % p/v de HCl en 1,7 litros
de solución.
a) ¿Cuál es la solución más ácida?
b) ¿Qué pH tiene cada solución? Datos: Ka = 1,8 x 10-5
Mr (Ácido Acético) = 60 gr/mol.
Mr HCl = 36,5 gr./mol.
Ejercicio 7) La metilamina es una base débil.
¿Cuál es el pH de una solución de 0,015 moles de
metilamina, disueltos en 3000 cm3?.
155
Dato: Kb Metilamina: 4,16.10-4
Ejercicio 8) En una Empresa láctea se debe
preservar un queso del ataque bacteriano durante
su Maduración. El pH debe estar entre 4 (menor
pH afectaría el gusto del queso) y 5.(mayor pH
permite el ataque microbiano). Si vos sos un
maestro quesero, y cada queso se puede pensar
como una solución acuosa de 1,5 litros. ¿Cuántos
moles de Ácido debo inyectar en cada queso para
tener un pH de 4,5?
Datos: : Ka Ácido Propionico: 1,3.10-5.
Mr Ácido Propionico: 74 gr/mol
156
Hoja de Respuestas 13.1 Ejercicio1)
a) La concentración original era de 0,00293 M
b) El pH de la solución es de 2,53
Ejercicio 2) La concentración original era de
0,0065 M
Ejercicio 3) Debo poner 0,00284 gr. de Áci-
do Propionico, si pongo menos, el pH será me-
nor, y no se podrá trabajar con el cultivo.
Ejercicio 4) a)
NH3 + H2O NH4+ + OH-
b) pOH = 2.84 y pH = 11.16
Ejercicio 5) Kb = 4,2.10-9
157
Ejercicio 6)
a) La solución más ácida es la de menor pH,
que es la solución 1
b) pH solución 1 : 1,87
pH solución 2: 2,17
Ejercicio 7) pH de la solución = 11,1
Ejercicio 8) La solución se debe inyectar con
0,000162 moles de Ácido Propionico.
158
Ejercicios 13.1.1
Ejercicio 1) Escribí las constantes de disocia-
ción para c/u de estos dos equilibrios.
Ejercicio 2) Escribí la reacción química ba-
lanceada que represente:
a) La reacción del carbonato ácido de sodio
(bicarbonato) con el ácido acético.
b) La neutralización del ácido clorhídrico con
el hidróxido de calcio.
c) La reacción del ácido sulfúrico con cinc me-
tálico.
d) La descomposición del carbonato de calcio
con HCl.
a) NH3 + H2O NH4+ + OH-
b) HCOOH + H2O HCOO- + H3O+
159
Ejercicio 3) Si que el H2O puede aceptar o
donar un protón, indicar cual es la base o ácido
conjugado correspondiente cuando:
a) H2O actúa como ácido.
b) H2O actúa como base.
Ejercicio 4) Para la hidracina (H2NNH2) el
valor de Kb es 1.6x10-6. ¿Cuál será el pH de una
solución 0.25M?
Ejercicio 5) Calculá el pH y la concentración
de ion Hidronio (H3O+) en:
a) Una solución acuosa 0.50 M de ácido acéti-
co (CH3COOH).
b) Una solución acuosa 0.50 M de ácido cian-
hídrico (HCN). Datos:
Ka (HCN) = 4.8 10-10 Ka (CH3COOH) = 1.8 x 10-5
Kw = 1 x 10-14
Ejercicio 6) Si tenés cuatro sales, y las disolvés
por separado en cuatro tubos distintos con agua.
160
¿La solución para cada tubo tendrá pH básico,
neutro o ácido? Considera cada ion como reaccio-
na con el agua
a) KCl
b) (NH4) 2SO4
c) NaClO
d) NH4CN.
Ejercicio 7) Calcula el pH y el porcentaje de
ionización para las siguientes soluciones:
a) HCl 0.50M,
b) NaOH 0.15M,
c) Ácido fluorhídrico 0.50 M (Ka = 6.8x10-4),
d) NH3 0.15M (Kb = 1.8x10-5)
Dato: [ ][ ] [ ]34
4100%NHNH
NHionización
+×=
+
+
Ejercicio 8) La niacina es una vitamina del grupo
B, y es ligeramente ácida. Una solución 0.020M
tiene un pH de 3,26. ¿Cuál es la constante de diso-
ciación para esta vitamina?
161
Ejercicio 9) Un estudiante preparó una solución
de Ácido Benzoico y el pH de la solución fue 4,8,
pero no anotó cuantos moles de Ácido Benzoico
puso en la solución que preparó. Si el valor de Ka
para este ácido es 6.5x10-5, y el volumen de la
solución es de un litro ¿Cuanto ácido benzoico
(en moles) hay en la solución?
Ejercicio 10) ¿Qué volumen de solución
0.003 M de HCl neutraliza exactamente 30 ml de
solución 0.001 M de Ca(OH)2?
Ejercicio 11) Un estudiante preparó una solución
de ácido fórmico 0.10M y el pH de la solución
final es 2,38
a) ¿Cuál será el valor de Ka para este ácido?
b) ¿Cuál será él porcentaje de ionización del
ácido en solución?
162
Hoja de Respuestas 13.1.1
Ejercicio 1)
a) [ ][ ]
[ ]3
4
NHOHNHKb
−+
=
b) [ ][ ]
[ ]HCOOHOHHCOO
Ka+−
= 3
Ejercicio 2) a-
)()()()()( 22333 gCOlOHacCOONaCHlCOOHCHacNaHCO ++→+ b-
)(2)()()()(2 222 lOHacCaClacOHCaacHCl +→+ c- )()()()( 2442 gHacZnSOacSOHsZn +→+ d- )()()()()(2 2223 lOHgCOacCaClsCaCOacHCl ++→+
Ejercicio 3)
a) La base conjugada del H2O cuando pierde
un protón es OH-.
163
H2O + NaOH OH- + Na+ +
H2O
Agua
actuando
como ácido
Base
conjugada
b) El ácido conjugado del H2O cuando acepta
un protón H3O+.
H2O + HNO3 H3O+ +Na+ +
H2O
Agua ac-
tuando
como base
Ácido
conjugado
Ejercicio 4) pH = 10.80
Ejercicio 5)
a) [H3O+] = 3 10-3 M pH = 2.52
b) [H3O+] = 1.55 10-3 M pH = 4.81
Ejercicio 6)
Solución a) pH neutro
164
Solución b) pH básico, por esta reacción:
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
Solución c) pH básico
ClO- + H2O HClO + OH-
Solución d) pH ligeramente básico, pues suce-
den dos reacciones:
1 NH4+ + H2O NH3 + H3O+
2 CN- + H2O HCN + OH-
Ejercicio 7)
Especie pH % de ionización
a) HCl 0.3 100%
b) NaOH 13.18 100%
c) HF 1.75 3.6%
d) NH3 11.21 1.1 %
Ejercicio 8)Ka = 1.51x10-5
165
Ejercicio 9) 2x10-5 Moles de Ácido Benzoico
Ejercicio 10) 20 ml de Ca(OH)2.
Ejercicio 11)
a) Ka Ácido Fórmico = 1.81x10-5
b) Porcentaje de ionización 4,17 %
166
14. ÓXIDOS, ÁCIDOS, HIDRÁCIDOS, HIDRÓXIDOS
No puedo sacar este tornillo... está muy agarrado
de la tuerca!!!!
Lo que pasó es que está a la intemperie
y se oxidó
¿Qué son los óxidos?
Son los compuestos binarios formados por oxíge-
no y otro elemento químico.
167
Si este elemento es un no metal resulta ser un óxi-
do ácido; por el contrario, si es un metal constitu-
ye un óxido básico.
Como el oxígeno es un elemento muy abun-
dante y reactivo, existe un número elevado de
óxidos en la naturaleza. Algunos son muy comu-
nes, tales como el dióxido de carbono, el óxido de
hierro (II), el dióxido de silicio, el óxido de calcio,
etc.
ÓXIDOS ÁCIDOS
Son compuestos binarios que resultan de la
combinación del oxígeno con un no metal.
Entre estos compuestos se encuentra el gas
dióxido de carbono, muy conocido por liberarse
durante la respiración de los seres vivos y por ser
uno de los productos que se desprende en la ma-
yoría de las combustiones.
Otro óxido ácido es el dióxido de azufre, que
168
se forma durante la combustión del azufre. Es un
gas blanquecino, de olor sofocante y desagradable.
El dióxido de silicio es uno de los óxidos áci-
dos más comunes, siendo el principal componente
de la arena. Puro, constituye el mineral cuarzo.
Los óxidos del nitrógeno, que se eliminan du-
rante la marcha de los automóviles, provocan
"smog" y causan afecciones respiratorias. Son
óxidos ácidos.
Para comprender la estructura molecular de
estos compuestos, analizaremos los siguientes
casos:
# En la combustión completa del carbón de
leña, su principal componente, que es el
carbono (número de valencia 4), se com-
bina con el oxígeno del aire (número de
valencia 2), formando el dióxido de carbo-
no, que puede representarse así:
169
:..O ::C::
..O : O = C = O CO2
Fórmula electrónica Fórmula desarrollada Fórmula molecular
Como el carbono tiene número de valencia 4 y
el oxígeno número de valencia 2, son necesarios
dos átomos de O para saturar las cuatro valencias
del átomo de C, de manera que:
Total de valencias del C = 1 átomo x 4 =4
Total de valencias del O = 2 átomos x 2 = 4
El nitrógeno, cuyos números de valencia pue-
den ser 3 6 5, tiene la posibilidad de formar dos
óxidos diferentes: trióxido de dinitrógeno y pen-
tóxido de dinitrógeno.
El número total de valencias de un elemento
debe ser igual al número total de valencias del
otro.
170
a) Trióxido de dinitrógeno:
O O :
..O : :
..O : II II
:..N :
..
..O :
..N : N�O�N N2O3
Fórmula electrónica Fórmula desarrollada Fórmula molecular
En este compuesto cada átomo de nitrógeno
tiene número de valencia 3 y los de oxígeno 2, por
lo tanto:
Total de valencias del N = 2 átomos x 3 = 6
Total de valencias del O = 3 átomos x 2 = 6
b) Pentóxido de dinitrógeno:
O O :
..O : :
..O : II II
:..
..O ::
..N :
..
..O :
..N ::
..
..O : O<-N�O�N->O N2O5
Fórmula electrónica Fórmula desarrollada Fórmula molecular
En este caso, los átomos de nitrógeno tienen
número de valencia 5 y los de oxígeno 2, luego:
Total de valencias del N = 2 átomos x 5 = 10
Total de valencias del O = 5 átomos x 2 = 10
171
El azufre, que puede presentar los números de
valencia 2, 4 ó 6, está en condiciones de producir
tres óxidos distintos, a saber: monóxido de azufre,
dióxido de azufre y trióxido de azufre.
a) Monóxido de azufre: (Número de valencia
del S = 2)
:..S ::
..O : S = O SO
Fórmula electrónica Fórmula desarrollada Fórmula molecular
Total de valencias del S = 2
Total de valencias del O = 2
b) Dióxido de azufre: (Número de valencia
del S = 4)
O
:..O : I
:..S ::
..O : S = O SO2
Fórmula electrónica Fórmula desarrollada Fórmula molecular
Total de valencias del S = I átomo x 4 = 4
Total de valencias del O = 2 átomos x 2 = 4
172
c) Trióxido de azufre: (Número de valencia
del S = 6)
O :
..O : I
:..
..O :
..S ::
..O : O - S = O SO3
Fórmula electrónica Fórmula desarrollada Fórmula molecular
Total de valencias del S = 1 átomo x 6 = 6
Total de valencias del O = 3 átomos x 2 = 6
El cloro, que puede presentar cuatro números
de valencia diferentes
(1,3, 5 ó 7 ), origina cuatro óxidos diferentes:
monóxido de dicloro, trióxido de dicloro, pen-
tóxido de dicloro y heptóxido de dicloro.
a) Monóxido de dicloro: (Número de valencia
del C1= 1)
:..
..Cl :
..O :
..Cl : Cl - O - Cl Cl2O
Fórmula electrónica Fórmula desarrollada Fórmula molecular
173
Total de valencias del C1= 2 átomos x 1 = 2
Total de valencias del O = 1 átomo x 2 = 2
a) Trióxido de dicloro: (Número de valencia del
C1= 3)
O O :
..O : :
..O : I I
:..
..Cl :
..O :
..Cl : Cl - O - Cl Cl2O3
Fórmula electrónica Fórmula desarrollada Fórmula molecular
Total de valencias del C1 = 2 átomos x 3 = 6
Total de valencias del O = 3 átomos x 2 76
C) Pentóxido de dicloro: (Número de valencia
del C1= 5)
O O :
..O : :
..O : I I
:..
..O :
..
..Cl :
..O :
..Cl :
..
..O : O - Cl - O - Cl - O Cl2O5
Fórmula electrónica Fórmula desarrollada Fórmula molecular
Total de valencias del C1= 2 átomos x 5 = 10
Total de valencias del O = 5 átomos x 2 =10
174
d) Heptóxido de dicloro: (Número de valencia
del C1 = 7)
O O :
..O : :
..O : I I
:..
..O :
..
..Cl :
..O :
..Cl :
..
..O : O - Cl - O - Cl - O Cl2O7
:..O : :
..O : I I
O O Fórmula electrónica Fórmula desarrollada Fórmula molecular
Total de valencias del CI = 2 átomos x 7 = 14
Total de valencias del O = 7 átomos x 2 = 14
175
Ejercicios 14
Ejercicio 1) Decí el Nombre según IUPAC, y
según Numero de Stock y según la Nomenclatura
Tradicional de:
a) CsH
b) PbH4
c) SnH2
d) H2O
Ejercicio 2) Escribi las fórmulas de estos
compuestos:
a) Hidruro de cobre (I)
b) Hidruro de manganeso (II)
c) Hidruro de estroncio
d) Hidruro de aluminio
Ejercicio 3) Decí el Nombre según IUPAC, y
según Numero de Stock
a) CaO
b) Co2O3
176
c) Cu2O
d) La2O3
Ejercicio 4) Escribí las fórmulas de estos
compuestos:
a) Oxido de antimonio (III)
b) Oxido de mercurio (I)
c) Oxido de uranio (VI)
d) Oxido de paladio (II)
Ejercicio 5) Decí el Nombre según IUPAC,
según Numero de Stock y según la Nomenclatura
Tradicional de
a) As2O5
b) SO2
c) N2O5
d) CO
177
Ejercicio 6) Escribí las fórmulas de estos
compuestos:
a) Oxido de boro
b) Oxido de nitrógeno (III)
c) Oxido de carbono (IV)
d) Oxido de cloro (V)
178
Hoja de respuestas 14
Ejercicio 1)
Formula IUPAC Nº de Stock Tradicional
CsH Hidruro de
Cesio
Monohidruro de
monocesio
Hidruro de
Cesio
PbH4 Hidruro de
Plomo (IV)
Tetrahidruro de
monoplomo
Hidruro
plúmbico
SnH2 Hidruro de
Estaño (II)
Dihidruro de
Monestaño
Hidruro
estañoso
H2O
Hidruro de
Oxigeno
(II)
Dihidruro de
Monoxigeno -----
179
Ejercicio 2)
Fórmula a) CuH
b) MnH2
c) SrH2
d) AlH3
Ejercicio 3)
Formula IUPAC Nº de Stock
CaO Oxido de Calcio (II) Monoxido de calcio
Co2O3 Oxido de cobalto (III) Trióxido de DicobaltoCu2O Oxido de cobre (I) Monóxido de DicobreLa2O3 Oxido de lantano (III) Trioxido de Dilantano
Ejercicio 4)
Fórmula a) Sb2O3
b) Hg2O
c) UO3
d) PdO
180
Ejercicio 5)
Formula IUPAC Nº de Stock
Tradicional
As2O5 Oxido de
arsénico (V)
Pentóxido de
diarsénico Oxido arsénico
SO2 Oxido de
azufre (IV)
Dióxido de
azufre Oxido sulfuroso
N2O5
Oxido de
nitrógeno
(V)
Pentóxido de
dinitrógeno Oxido nítrico
CO Oxido de
carbono (II)
Monóxido de
carbono
Oxido carbono-
so
Ejercicio 6)
Fórmula a) B2O3
b) N2O3
c) CO2
d) Cl2O5
181
15. FORMACIÓN DE SALES
Ese es el grito de tu hermano siempre que te sentás a la
mesa.
Pero... La sal de mesa..., ¿es la única que existe?
No, las sales son compuestos muy comunes
en la naturaleza. Son sales, el cloruro de sodio, o el
carbonato de calcio que forma la cáscara de los
huevos de gallina o el mármol y las estalactitas y
estalagmitas, o el fosfato de tricálcico que le da
- ¡¡PASÁME LA SAL!!
182
rigidez a los huesos, y podríamos mencionar mu-
chas más.
¿Cómo se forman las sales? Uno de los procesos de formación de las sales
se llama neutralización.
Además la neutralización tiene diversas aplica-
ciones. Cuando el pH de la sangre se eleva por
encima de lo normal, el médico recurre a drogas
neutralizantes para recuperar el equilibrio.
En agricultura es importante controlar el pH
del suelo para permitir el adecuado crecimiento y
desarrollo de los cultivos; si es muy ácido, se neu-
Neutralización es la reacción química
entre un ácido y entre un hidróxido, for-
mando agua y sal.
ÁCIDOHIDRÓXIDO+
183
traliza agregando una base débil, tal como el
hidróxido de calcio (cal apagada).
Las sales se obtienen generalmente cuando se
reemplaza el o los átomos de hidrógeno de un
ácido por un metal.
El número de sales es mucho mayor que el de
ácidos por que los distintos metales conocidos
pueden reemplazar al o a los hidrógenos de los
ácidos y formar las respectivas sales, así, a partir
del ácido sulfúrico se pueden obtener los sulfatos
de sodio de litio, de potasio, de calcio, de magne-
sio, de bario, de cobre, de cinc, de hierro, de cro-
mo, etc. Desde el punto de vista químico existen
dos clases de sales, oxosales y sales de hidráci-
dos.
184
OXOSALES
Por ejemplo:
Nitrato de sodio (NaNO3): está formado por
el anión N −3O (nitrato) y el catión Na+ (sodio).
Sulfato de calcio (CaSO4): anión S −24O (sulfa-
to), catión Ca2+ (calcio).
Fosfato tricálcico [Ca3(PO4)2]: está constituido
por dos aniones P −34O (fosfato) y tres cationes
Ca2+.
Estos compuestos son eléctricamente neutros,
y, por lo tanto, deben estar constituidos por igual
número de cargas positivas y negativas.
Las oxosales son compuestos que resultan de
la reacción entre un oxoácido y un hidróxido.
Estás constituidas por uno o más aniones pro-
venientes de los oxoácidos y cationes metáli-
cos en cantidad suficiente para neutralizar las
cargas negativas.
185
Todas las oxosales están compuestas por oxí-
geno.
Las oxosales se nombran uniendo el anión
ácido con el catión metálico.
SALES DE HIDRÁCIDOS
Por ejemplo:
Cloruro de sodio (NaCl): está compuesto por
un anión Cl- (cloruro) y un catión Na+ (sodio).
Cloruro de aluminio (AlCl3): tres aniones Cl- y
un catión Al3+ (aluminio).
Sulfuro de hierro (III) (Fe2S3): se compone de
tres aniones S2- y dos cationes Fe3+ (hierro).
Las sales de hidrácidos son compuestos que
resultan de la reacción entre un hidrácido y un
hidróxido. Están constituidas por un metal y
un no metal (menos H y O), unidos por unión
iónica y, por lo tanto, están formadas por ca-
tiones metálicos y aniones no metálicos.
186
Las sales de hidrácidos son eléctricamente
neutras y, entonces, el número de aniones y catio-
nes que las forman depende de las cargas eléctri-
cas que presenten.
Estas sales no contienen oxígeno entre sus
componentes.
Existen sales formadas por cuatro elementos
diferentes.
Las sales más importantes 1.Sales ácidas.
se clasifican en tres grupos 2.Sales básicas.
3.Sales mixtas.
1. SALES ÁCIDAS
En algunos casos los cationes hidrógeno de un
ácido son reemplazados parcialmente por los ca-
tiones metálicos y, entonces, resulta una sal ácida.
Por ejemplo:
H2SO4 + K(OH) H2O + KHSO4
187
Ácido sulfúrico más Hidróxido de potasio ge-
neran agua y sulfato de hidrógeno y potasio o bi-
sulfato de potasio
H2CO3 + Na(OH) H2O + NaHCO3
Ácido carbónico más hidróxido de sodio ge-
neran agua y carbonato de hidrógeno y sodio o
bicarbonato de sodio.
2. SALES BÁSICAS
En determinadas ocasiones, los aniones ox-
hidrilos de un hidróxido son reemplazados par-
cialmente por los aniones ácidos y entonces se
forma una sal básica.
HNO3 + Mg(OH)2 H2O + MgNO3(OH)
Hidroxononitrato de magnesio
HF + Ca(OH)2 H2O + CaF(OH)
Hidroxofluoruro de calcio
188
3.SALES MIXTAS
En algunas ocasiones los cationes hidrógeno
del ácido son sustituidos por cationes metálicos
diferentes, dando lugar a las sales mixtas. H2CO3 + Na(OH) + K(OH) 2H2O + NaKCO3
Carbonato de sodio y potasio.
H2SO4 + Li(OH) + Na(OH) 2H2O + LiNaSO4
Sulfato de litio y sodio.
189
EJERCICIOS 15 Modelo de resolución
# Dada la siguiente ecuación química
explicar los pasos necesarios para veri-
ficar si está equilibrada. Y si no se
cumple equilibrarla.
Cl2 + O2 = Cl2O
Respuesta:
1) Debemos verificar si la cantidad de molé-
culas de ambos miembros del igual es la
misma.
Del lado derecho hay 1 molécula de
cloro y una molécula de oxígeno.
Del lado izquierdo hay una molé-
cula de cloro y media de oxígeno.
Conclusión la ecuación no está
equilibrada
2) Equilibramos la ecuación y la escribimos
correctamente
190
Para equilibrar la ecuación debemos
agregar los coeficientes moleculares nece-
sarios.
Como el mínimo de oxígeno que usa-
mos es O2 debemos tener del lado izquier-
do lo mismo y en cada molécula de óxido
de dicloro usamos solo O tenemos que
obtener 2 moléculas de resultado de la re-
acción.
Para obtener dos moléculas de resulta-
do necesitamos 2 moléculas de Cl2.
Lo que nos da como resultado
2 Cl2 + O2 = 2 Cl2O
Y para escribir bien la ecuación reempla-
zamos el = por una flecha que indica el senti-
do de la reacción.
Cl2 + O2 Cl2O
Resumiendo. el procedimiento a seguir es el
siguiente:
191
1. Escribir correctamente las fórmulasmoleculares de las sustancias que reaccionany de los productos de la misma. 2. Igualar el número de átomos de cadaelemento en ambos miembros, colocandolos coeficientes moleculares que sean necesa-rio para ello.
192
Ejercicios 15.1
1. Indica cuál de las siguientes proposi-
ciones es correcta Una transformación o reacción química se
produce cuando una o varias sustancias, llamadas reactivos, se transforman, en determinadas condi-ciones, en UNA nueva sustancia, llamada produc-to.
Una transformación o reacción química se produce cuando una sustancia, llamadas reactivos, se transforman, en determinadas condiciones, en nuevas sustancias, llamadas productos.
Una transformación o reacción química se produce cuando una o varias sustancias, llamadas reactivos, se transforman, en determinadas condi-ciones, en nuevas sustancias, llamadas productos.
Una transformación o reacción química se produce cuando una o varias sustancias, llamadas productos, se transforman, en determinadas con-diciones, en nuevas sustancias, llamadas reactivos.
2. Indica cuál de las siguientes reacciones
es reversible. Justificá tu respuesta a) (g) HI 2 (g) I (g) H 22 ⇔+ b) )g(O (l) Hg 2 (s) HgO 2 2+→
193
3. Indicá cuál es la definición correcta para
cada tipo de reacción química
a) Reacciones de
combinación 1) Son reacciones que se producen entre dos
especies químicas, una base y un ácido, para
dar una sal y agua.
b) Reacciones de
descomposición
2) Uno o más átomos de un compuesto son
reemplazados por otros al transformarse en
productos.
c) Reacciones de
sustitución
3) Dos o más reactivos se combinan entre sí
para sintetizar un único producto.
d) Reacciones de
precipitación
4) Una sustancia se descompone para dar más
de un producto.
e) Reacciones de
neutralización
5) Se trata de reacciones que ocurren en medio
líquido , en las cuales uno de los productos de
la reacción es una sustancia poco soluble que
se deposita como un sólido
194
4. ¿Cuáles son los productos principales en una reacción de combustión y cuál el reactivo necesario para que esta se produzca?
5. Dadas las siguientes reacciones, indica
de qué tipo es cada una
OH 2 CO O 3/2 CH f)OH 3 AlCl Al(OH) HCl 3 e)
(g) O 3 (s) KCl 2 (s) KClO 2 d)PbI KNO 2 )Pb(NO KI 2 c)
OH NaCl NaOH HCl b)(g) NH 2 (g) H 3 (g) N a)
2224
233
23
2323
2
32 2
+→++→+
+→+→+
+→+→+
195
Hoja de respuestas 15.1 1. a
2. a) las reacciones reversibles se simbolizan
con una doble flecha ( ⇔ ).
3. 1) e) 5); d) 2); c) 4); b) 3); a) →→→→→
4. Productos: CO2 y H2O, Reactivo: O2
5. a) Combinación
b) Sustitución
c) Precipitación
d) Descomposición
a) Neutralización
196
Ejercicios 15.1.1
Para resolver estos ejercicios, recorda que:
Expresión Significa
X % m/m X gr de soluto/100 gr. de solución X % m/v X gr de soluto/100 gr. de solución X % v/v X ml. de soluto/100 ml. de soluciónX molal X moles de soluto/1 Kg. de solventeX Molar X moles de soluto/1000 ml. de solución
Ejercicio 1) ¿Cuál es la concentración expre-
sada en % m/v que se obtiene al mezclar 40 gr de
cloruro de sodio (NaCl) con 500 ml de agua?.
Ejercicio 2) Calcula la concentración, en %
v/v, de una solución que se preparó mezclando
30 ml de etanol con 200 ml de agua.
Ejercicio 3) ¿Cuántos gr de citrato de sodio
hay que disolver en un volumen final de 150 ml
de solución para que prepares una solución:
197
a) 32 % m/v
b) 26 % m /v
c) 44 % m /v
Ejercicio 4) Si un vino es etanol al 15% (v/v),
¿Cuántos ml de etanol hay en una copa que tiene
200 ml de vino?
Ejercicio 5) ¿Cual es la concentración de una
solución acuosa 25 % m/v , expresada en %
m/m? Ayuda: Densidad de la solución:δ sc. = 0.85 g/cm3
Ejercicio 6) Si una solución acuosa de pintura
es 30% m/m . ¿Cuál será su concentración en %
m/v?. Ayuda: Densidad de la solución:δ sc. = 0.976 g/cm3
Ejercicio 7) ¿Cuál es la concentración de una
solución expresada en molalidad, si se preparó
disolviendo 40 gr de soluto en 600 ml de agua?
198
Ayuda: Densidad de la solución:δ sc. = 1 g/cm3 Masa Molar del soluto = 36,5 gr/mol
Ejercicio 8) ¿Cuántos ml de agua hay que
agregar a 30 gr de NaOH para preparar una solu-
ción 3 molal? Ayuda: Densidad de la solución:δ H2O. = 1 g/cm3
Ejercicio 9) ¿Cuántos gramos de glucosa
C6H12O6 necesitas para preparar 500 ml de una
solución 0.15 Molar?
Ejercicio 10) Si quiero tener en una solución
8 gr de NaOH, ¿Cuántos ml de una solución 3
Molar se necesita?
Ejercicio 11) ¿Cuantos litros de solución de
NaCl 0,8 Molar podes preparar con una 3 litros
de una solución madre 2 M?
199
Ejercicio 12) El límite para la concentración
de Lindano (un peligroso insecticida para la salud
humana) en aguas es 0,004 mg,/litro. Solo se per-
miten aguas con menor concentración. Si en un
laboratorio calculan el Lindano en un agua mineral
y se obtiene que tiene 1,7. 10-8 Molar. ¿El agua
mineral es apta para el consumo?. Ayuda: Masa Molar de Lindano = 291 gr./mol
1 gramo = 1000 miligramos (mg)
200
Hoja de Respuestas 15.1.1
Ejercicio 1) 8 % m/v
Ejercicio 2) 15% v/v
Ejercicio 3)
a) 48 gr
b) 39 gr
c) 66 gr
Ejercicio 4) 30 ml
Ejercicio 5) 29.41 % m/v
Ejercicio 6) 29,28 % m/v
Ejercicio 7) 1,826 molal
Ejercicio 8) 250 ml
201
Ejercicio 9) 13.5 gr de azúcar + 500 ml de
H2O
Ejercicio 10) 66.6 ml
Ejercicio 11) 7,5 litros de solución 0,3 Molar
de NaCl
Ejercicio 12) NO es apta para el consumo; con-
centración de Lindano= 0,004947 mg./litro
202
EJERCICIOS 15.1.2 Modelo de resolución
Cálculo de la relación masa- número de moles
¿Cuántos gramos de amoníaco se obtienen a
partir de 15 mol de moléculas de hidrógeno?
Datos: 15 moles de H
Incógnitas: Cantidad de Amoníaco
Resolución:
Primero) Se plantea la ecuación balanceada
N2 + 3 H2 2 NH3
Segundo) Se calculan las cantidades este-
quiométricas correspondientes:
N2 + 3 H2 2 NH3
3 mol 2. 17g
34g.
203
Tercero) Se coloca debajo de la fórmula el
número de moles de hidrógeno dado, y la incógni-
ta:
N2 + 3 H2 2 NH3
3 mol 34g
15 mol xg
Cuarto) Se resuelve
si 3 mol H2 producen 34g NH3
15 mol producen x= g NH
315 g. 34x =
x = 170g NH3
Respuesta: Se obtienen 170g de amoníaco.
- Otra forma de resolver el ejercicio anterior
consiste en operar con número de moles de molé-
culas y luego se expresa el resultado en gramos
Primero) Se plantea la ecuación:
N2 + 3 NH3 2 NH3
204
Segundo) Se coloca el número de moles este-
quiométricos, el número de moles dados y la in-
cógnita debajo de la fórmula respectiva:
N2 + 3H2 2 NH3
3 mol 2 mol
15 mol x mol
Tercero) Se calcula el número de moles de
amoníaco obtenido a partir de 15 mol de molécu-
las de hidrógeno:
Si 3 mol H2 producen 2 mol NH3
15 mol H2 producen x mol NH3
x = 2 mol. 15
Cuarto) Se calcula la masa de 10 mol de mo-
léculas de amoníaco:
Como 1 mol NH3 tiene una masa de 17 g
10 mol NH3 tiene una masa de x g
x = 17g.10
x = 170g
Respuesta: Se obtienen 170 g de amoníaco.
205
Cálculo de la relación masa _ masa ¿ Cuántos gramos de oxígeno se combinan
con 460g de sodio para formar el óxido de sodio?
Datos: 460g de O2
Incógnita: g de Na2O
Resolución:
Primero) Se plantea la ecuación de combina-ción de oxígeno con el sodio para obtener el óxido de sodio:
4 Na + O2 2 Na2O
Segundo) Se calculan las masas estequiomé-
tricas correspondientes teniendo en cuenta las
masas atómicas: ANa = 23 uma, AO 16 uma
4 Na + O2 2 Na2O
4.23g 32g
92g
Tercero) Se coloca la masa dada de sodio y la
incógnita debajo de las fórmulas:
4 Na + O2 2 Na2O
92g 32g
206
460g xg
Cuarto) Se resuelve:
si 92g Na se combinan con 32g O2
460g Na se combinan con xg O2
92
460.g32x =
x = 160g 02
Respuesta: con 460g de sodio se combinan
160g de oxigeno.
- Otra forma de resolver el ejercicio anterior
consiste en operar con número de moles y
luego se expresa el resultado en gramos.
Primero) Se plantea esta ecuación:
4 Na + O2 2 Na2O
Segundo) Se calcula que el número de moles
de átomos de sodio que hay en 460g:
23g es la masa de 1 mol de átomos de Na
460g es la masa de x mol de átomos de Na
207
23460.mol1x =
x = 20 mol Na
Tercero) Se calcula el número de los moles de
moléculas de oxigeno que se combinan con 20
mol de átomos de sodio:
si 4 mol Na ___________ 1 mol O2
20 mol Na __________ x mol O2
420.mol1x =
x = 5 mol O2
Cuarto) Se calcula la masa de 5 mol de molé-
culas de oxígeno:
si 1 mol O2 tiene una masa de 32g
5 mol O2 tienen una masa de xg
x= 32g.5
x= 160g O2
Respuesta: con 460 g de sodio se combinan
160 g de oxígeno.
208
Cálculo de la relación Masa- volumen
La combustión completa del metano (CH4)
produce dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).
# Averiguá cuántos decímetros cúbicos de oxi-
geno, medidos en condiciones normales de
temperatura y presión, se necesitan para la
combustión completa de 0,16Kg de metano.
Datos: 0,16Kg de CH4, Masa molecular:
16uma
Incógnita: Volumen de O2
Resolución:
Primero) Se plantea la ecuación de combus-
tión del metano:
CH4 + 2O2 CO2 + 2 H2O
Segundo) Se calcula el volumen estequiomé-
trico de oxigeno (en CNTP) y la masa estequimé-
trica de metano sabiendo que la masa molecular de
metano es 16 uma:
CH4 + 2O2 CO2 + 2 H2O
16g 2.22,4 dm3
209
44,8 dm3
Tercero) Se colocan la masa dada de metano,
expresada en gramos, y la incógnita
CH4 + 2O2 CO2 + 2 H2O
16 g 44,8 dm3
160 g xdm3
Cuarto)Se resuelve:
si 16g CH4 reaccionan con 44,8 dm3 O2
160g CH4 reaccionan con x O2
163.160dm8,44x =
x= 448 dm3 O2
Respuesta: para la combustión completa de
0,16Kg de metano se requieren 448dm3 de O2.
También el ejercicio se puede resolver ope-
rando con número de moles y luego se expresa el
resultado en dm3:
Primero)Se plantea la ecuación de combus-
tión:
CH4 + 2O2 CO2 + 2 H2O
210
Segundo) Se calcula el número de moles de
moléculas de metano que hay en O,16Kg:
si 16g es la masa de 1 mol CH4
160g es la masa de x mol CH4
16160.mol1x =
x = 10 mol CH4
Tercero) Se calcula el número de moles de
moléculas de oxígeno que reaccionan con 10 mol
de moléculas de metano:
si 1 mol CH4 reaccionan 2 mol O2
10 mol CH4 reaccionan x mol O2
Cuarto) Se calcula el volumen que ocupan los
20 mol de moléculas de oxigeno, medidos en
CNTP:
volumen de O2 = 22,4 dm3.20
volumen de O2 = 448 dm3
Respuesta: se requieren 448 dm3 de oxigeno
medidos en condiciones normales de temperatura
y presión.
211
Cálculo de la relación volumen- volumen
Se hacen reaccionar 12dm3 de hidrógeno me-
didos en CNPT, con la cantidad necesaria de ni-
trógeno.
# ¿Cuál es el volumen de amoníaco que se ob-
tiene medido en condiciones normales de
temperatura y presión?
Datos: 12dm3
Incógnita: Volumen de NH3
Resolución:
Primero) Se plantea la ecuación de síntesis del
amoníaco:
N2 + 3 H2 2 NH3
Segundo) Se calcula el volumen estequimétri-
co de hidrógeno y de amoníaco (en CNPT):
N2 + 3 H2 2 NH3
3.22,4dm3 2. 22,4dm3
67,2dm3 44,8dm3
212
Tercero) Se coloca el volumen dado de
hidrógeno y la incógnita:
N2 + 3 H2 2 NH3
67,2dm3 44,8dm3
12dm3 xdm3
Cuarto) Se resuelve
Si 67,2dm3 H2 producen 44,8dm3 NH3
12dm3 H2 producen xdm3 NH3
2,67
12.dm8,44x3
=
x = 8dm3 NH3
Respuesta: Se obtiene 8dm3 de amoníaco en
CNPT.
También el ejercicio ser resuelto operando con
número de moles y luego se expresa el resultado
en dm3:
Primero) Se plantea la ecuación:
N2 + 3 H2 2 NH3
Segundo) Se calcula el número de moles de
moléculas de hidrógeno que hay en 12dm3:
213
Si 22,4dm3 es el volumen de 1 mol de H2
12dm3 es el volumen de x mol de H2
4,2212.mol1x =
x = 0,54 mol de H2
Tercero) Se calcula el número de moles de
moléculas de amoníaco que se obtiene a partir de
0,54 mol de moléculas de hidrógeno
3 mol H2 producen 2 mol NH3
0,54 mol H2 producen x mol NH3
354,0.mol2x =
x = 0,36 mol NH3
Cuarto) Se calcula el volumen que ocupan
0,36 mol de moléculas de amoníaco en CNPT:
Volumen de NH3 = 22,4dm3.0,36
Volumen de NH3 = 8dm3
Respuesta: Se obtienen 8dm3 de amoníaco
medidos en CNPT
214
1) El cloruro de hidrógeno se puede obtener por
síntesis
a) Planteá la ecuación química
b) Respondé: ¿cuál es el número estequiomé-
trico de moles de moléculas?
c) Calculá la masa estequiométrica de reacti-
vos y productos
d) Calculá el volumen estequiométrico (en
CNPT) teniendo en cuenta que reactivos y
productos son cuerpos puros gaseosos.
2) ¿Cuántos moles de átomos de magnesio se
requieren para obtener 120g de óxido de mag-
nesio?
3) ¿Cuántos gramos de dióxido de azufre se ob-
tienen a partir de 2dm3 de oxígeno medidos en
CNPT?
215
4) Averiguá cuántos moles de hidróxido de sodio
se obtienen a partir de 310g de óxido de sodio
que reacciona con agua?
5) ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio
neutralizan 273,7g de cloruro de hidrógeno?
6) La descomposición térmica del dióxido de
mercurio (HgO) produce mercurio (Hg) y oxí-
geno (O2).
a) Planteá la ecuación química de esta
descomposición
b) Calculá cuántos moles de átomos de mer-
curio se obtienen por la descomposición
de 86,8g de óxido de mercurio.
c) ¿Qué volumen de oxígeno (medido en
CNPT) se obtienen a partir de esa masa de
óxido?
7) En el laboratorio, el oxígeno puede puede
prepararse por descomposición térmica del
216
clorato de potasio sólido (KClO3) según la si-
guiente ecuación:
2 KClO3 2 KCl + 3 O2 Si se
descompone 1g de clorato de potasio:
a) ¿Cuántos gramos de cloruro de potasio
se obtienen?
b) ¿Cuántos dm3 de oxígeno medidos en
CNPT, se obtienen?
c) ¿Cuántas moléculas de oxígeno se
producen?
8) El trióxido de azufre se obtiene industrialmen-
te por reacción entre el dióxido de azufre y el
oxígeno según la siguiente ecuación:
2 SO2 + O2 2 SO3
Si se dispone de 5,6dm3 de dióxido de azufre
medidos en CNPT:
a) ¿Qué volumen de óxido medidos en
CNPT, reacciona?
b) ¿Cuál es la masa de oxígeno que se
combina?
217
c) ¿Cuántos moles de moléculas de
trióxido de azufre se obtienen?
d) ¿Cuántos gramos de trióxido de azufre
se producen?
9) En un recipiente se encierran 960g de bromo
y 20g de hidrógeno. Se provoca una descarga
eléctrica silenciosa a 190ºC y se forma bromu-
ro de hidrógeno.
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
b) ¿Cuántos gramos quedan sin reaccio-
nar del cuerpo puro que está en exce-
so?
c) ¿Cuántos gramos de bromuro de
hidrógeno se obtienen?
10) Para apagar 1,12kg de cal viva (óxido de cal-
cio) se utilizan 500g de agua. ¿Cuántos gramos
de cal apagada (hidróxido de calcio) se obtie-
nen?
218
1) a) Cl2 + H2 2 HCl
b) 1mol de moléculas de cloro, 1mol de
moléculas de hidrógeno y 2mol de moléculas clo-
ruro de hidrógeno.
C) 71g Cl2, 2g H2 y 73g de HCl.
d) 22,4dm3 Cl2, 22,4dm3 H2 y 44,8dm3
HCl.
2) 3mol de átomos de magnesio
3) 5,71g
4) 10mol
5) 300g (Cl: 35,5)
6) a) 2 HgO 2 Hg + O2
b) 0,4mol
c) 4,48dm3
219
7) a) 0,6g; b) 0,27dm3; c)7,2.1021 moléculas.
8) a) 2,8dm3; b) 4g; c) 0,25mol; d) 20g
9) a) bromo; b) 8g de oxígeno; c) 972g.
10) 1480g.
220
Ejercicios 15.1.3
Ejercicio 1) Escribí y balancea una ecuación
para la reacción de oxidación del hierro, Ayuda: Acor-
date que el hierro al reaccionar con oxígeno produce óxido de hierro (III); la
herrumbre
Ejercicio 2) Balancea la siguiente ecuación,
que representa la reacción del nitrógeno gaseoso
con el hidrógeno gaseoso, para producir amonia-
co. .
(g) NH (g)H (g) N 3 2 2 →+
Ejercicio 3)
a) Balancea la ecuación de la combustión del
octano, C8H18, presente en la gasolina.
C8H18 + O2 CO2 + H2O
b) Balancea la descomposición del nitrato de
sodio (NaNO3) por calentamiento.
NaNO3 NaNO2 + O2
221
Ejercicio 4) Balancea la ecuación que descri-
be la reacción del sulfato de aluminio con el nitra-
to de bario, que produce nitrato de aluminio y un
precipitado blanco sólido blanco, llamado sulfato
de bario.
(s) BaSO )Al(NO )Ba(NO )(SOAl 43323342 +→+
Ejercicio 5) Balancea las siguientes ecuacio-
nes químicas. Decí que tipo de reacciones son la
c), d), e) .
OH (g) CO (g) O (g) OHHC e)OH )(POCu POH Cu(OH) d)
(g) O NaCl NaClO c)OH SAg O SH Ag b)
OH CO CaSO SOH CaCO a)
22294
2243432
23
2222
224423
+→++→+
+→+→++
++→+
222
Hoja de Respuestas 15.1.3
Ejercicio 1)
322 OFe 2 O 3 Fe 4 →+
Ejercicio 2)
(g) NH 2 (g)H 3 (g) N 3 2 2 →+
Ejercicio 3)
a) OH 18 CO 16 O 25 HC 2 222188 +→+
b) (g) O NaNO 2 NaNO 2 223 +→
Ejercicio 4)
(s) BaSO 3 )Al(NO 2 )Ba(NO 3 )(SOAl 43323342 +→+
Ejercicio 5)
Combustión (g) OH 5 (g) CO 4 (g) O 6 (g) OHHC e)ciónNeutraliza OH 6 )(POCu POH 2 Cu(OH) 3 d)
ciónDescomposi (g) O 3 NaCl 2 NaClO 2 c)OH 2 SAg 2 O SH 2 Ag 4 b)
OH CO CaSO SOH CaCO a)
22294
2243432
23
2222
224423
+→++→+
+→+→++
++→+
223
EJERCICIOS 15.1.4
MODELO DE RESOLUCIÓN
1 El número de oxidación de las sustancias sim-
ples (Na,Ca,H2, O2,AS8,P4) es igual a cero.
2 El número de oxidación de los iones es igual
a la carga del ion. (Na+=+1;02 = -2;Ca2++=2;F-
=-1).
3 El número de oxidación del hidrógeno
combinado es +1, con excepción de los hidruros
metálicos donde vale �1.
4 El número de oxidación del oxígeno combi-
nado es �2, con excepción de los peróxidos en
que vale �1.
5 La suma de los números de oxidación que
forman una molécula es siempre igual a cero.
224
1 Calcular el número de oxidación de los si-
guientes átomos, iones y moléculas:
a) potasio, k; b) catión Ca2+, c) bromo, Br2; d)
anión S2-, e) calcio, Ca.
Respuestas:
a) El número de oxidación del potasio es cero
porque es una sustancia simple.
b) El catión Ca2+ tiene número de oxidación +2
porque esa es su carga elécrica.
c) El bromo en Br2 presenta número de oxida-
ción cero porque es una sustancia simple.
d) El anión S2- tiene número de oxidación �2
porque es la carga eléctrica que presenta.
2 Calcular el número de oxidación del nitróge-
no en el ácido nítrico (HNO3):
Solución:
De acuerdo con la regla Nº5, la suma de los
números de oxidación que forman una molécula
es siempre igual a cero:
225
Número de oxidación del H+ número de oxi-
dación del N + número de oxidación del 0.3
Entonces: + 1+ x + (-2.3) = 0 1 + x + (-6) =
0 despejando x: x = 0 � 1 + 6 = +5
R: En el ácido nítrico, el número de oxidación
del nitrógeno es +5.
3 Calcular el número de oxidación del azufre
en el anión sulfato ( −24SO ):
Solución:
Como el número de oxidación del ion es � 2,
será:
Número de oxidación del azufre + número de
oxidación del oxígeno. 4 = - 2
Reemplazando por sus valores: x + (-2. 4) = -
2, de donde:
X � 8 = - 2 Entonces: x = - 2 + 8 = + 6
R: El número de oxidación del azufre en el
anión sulfato es de +6.
226
Ajuste de ecuaciones redox: Método del ión-
electrón
En los procesos redox, entre reactivos en so-
lución acuosa, se pueden igualar o ajustar las co-
rrespondientes ecuaciones químicas por el deno-
minado método del ión-electrón.
Si a una solución de cloruro de hierro (III) se
le agrega otra solución de cloruro de estaño (II), se
produce la siguiente reacción:
FeCI3 + SnCI2 FeCI2 + SnCI4
Para igualar esta ecuación por el método del
ión-electrón se procede de la siguiente forma:
1) Se escribe la ecuación ionozada: (el agua, los
óxidos y las sustancias simples no se ionizan.) Fe3+ + 3 CI- + Sn2+ + 2 CI- Fe2+ + 2 CI- + Sn4+ + 4 Cl-
227
2) Se escriben las hemirreacciones de oxidación y
de reducción:
Sn2+ Sn4+ + 2e (oxidación)
Fe3+ + 1 e Fe2+ (reducción)
3) Como número de electrones cedidos en la
oxidación debe ser igual al número de electro-
nes adquiridos en la reducción, se iguala el
número de electrones en ambas hemirreaccio-
nes multiplicándolas por coeficientes apropia-
dos:
Sn2+ Sn4+ + 2 e
2Fe3+ + 2e 2Fe2+
4) Se suman miembro a miembro las hemirreac-
ciones de oxidación y reducción y luego se
simplifican los electrones:
Sn2+ Sn4+ + 2e
2Fe3+2e 2Fe2+
2Fe3+ + 2e + Sn2= 2Fe2+ + Sn4++ 2e
228
5) Los coeficientes de la ecuación iónica de óxi-
do- reducción corresponden a los de la ecua-
ción molecular:
2FeCI3 + SnCI2 2FeCI2 + SnCI4
Hay otras reacciones más complicadas en
donde se debe tener en cuenta si el medio en don-
de se realizan es ácido o alcalino. A modo de
ejemplo, consideremos la reacción entre el ácido
nítrico y el cobre:
HNO3 + Cu Cu (NO3)2 + NO + H2O
Para igualar esta ecuación se procede así:
1) Se escribe la ecuación ionizada: (el agua, los
óxidos y las sustancias simples no se ionizan)
H+ + −3NO + Cu Cu2+ + 2 −
3NO + NO + H2O
2) Se escriben las hemireacciones de oxidación y
reducción:
Cu0 Cu2+ + 2e (oxidación)
229
Para escribir la hemireacción de reducción, se
debe observar que el anión −3NO (tres oxígenos) se
ha reducido a NO (un oxígeno). Por lo tanto, los
dos átomos de oxígeno faltantes se unen a cuatro
H+ provenientes del ácido y forman dos molécu-
las de agua:
4H+ + −3NO NO + 2H2O
Esta ecuación aún no está igualada desde el
punto de vista de las cargas eléctricas, porque en el
primer miembro hay cuatro cargas positivas y una
negativa, y el segundo miembro es neutro. Por eso
se deben agregar tres electrones en el primer
miembro:
4H+ + −3NO + 3e NO + 2 H2O
(hemirreacción de reducción)
230
3) Se iguala el número de electrones en ambas
hemirreacciones multiplicándolos por coefi-
cientes apropiados:
3 Cu0 3Cu2+ + 6e
8H+ + 2 −3NO + 6e 4H2O + NO
4) Se suman y simplifican las hemirreacciones de
oxidación y reducción:
3Cu 3 Cu2+ + 6e
8H+ + 2 −3NO +6e 4H2O + 2NO
3Cu0 + 8H+ + 2 −3NO + 6e 3Cu2+ + 6e +
4H2O + 2NO
5) Los ocho H+ proceden del ácido nítrico y,
por lo tanto, la ecuación ajustada es: 8HNO3 + 3Cu 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
231
Ejercicios 15.1.5
1) Dado que el estado de oxidación del hidróge-
no es +1, el del oxígeno �2 y el del flúor �1
determinar el estado de oxidación de los de-
más elementos de los compuestos siguientes:
PH3 H2SO4
H2S H2SO3
CrF3 Al2O3
2) Igualar las siguientes ecuaciones de oxido �
reducción
a) K+Mn −4O + K+Cl- + (H+)2S −2
4O Mn2+
S −24O + (K+)2S −2
4O + H2O + Cl2
b) (K+)2Cr2−2
7O + H+Cl- K+Cl- + Cr3+(Cl-)3
+ H2O + Cl2
c) Zn + Na+N −3O + Na+OH- (Na+)2Zn −2
2O +
NH3 + H2O
d) HgS + H+Cl- + H+ N −3O (H+)2HgC −2
4l + NO
+ S + H2O
232
3) Igualar las siguientes ecuaciones de oxido -
reducción
a) FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2
b) HN3+ O2 NO + H2O
233
Hoja de Respuesta 15.1.5
1)
2)
a) 2K+Mn −4O + 10K+Cl- + 8(H+)2S −2
4O 2Mn2+
S −24O + 6(K+)2S −2
4O + 8H2O + 5Cl2
b) (K+)2Cr2−2
7O + 14H+Cl- 2K+Cl- + 2Cr3+(Cl-)3
+ 7H2O + 3Cl2
c) 4Zn + Na+N −3O + 7Na+OH- 4(Na+)2Zn −2
2O +
NH3 + 2H2O
d) 3HgS + 2H+Cl- + 12H+ N −3O 3(H+)2HgC −2
4l +
2NO + 3S + 4H2O
Igualar las siguientes ecuaciones de oxido - reduc-
ción
P -3 S +6
S -2 S +4
Cr +3 Al +3
234
a) 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
b) 4HN3+ 8O2 12NO + 2H2O
235
16. NEUTRALIZACIÓN DE SALES
Neutralización es una transformación química en la
que el ión hidrógeno (H+) de un ácido y el ión
hidróxido (HO-) de una base se unan para formar agua
(H2O).
H+ + HO- H2O
Además del agua, en la neutralización se forma
una sal .
Es decir:
Ácido + hidróxido sal + agua
236
La sal se forma con los iones positivos de la
base y los negativos del ácido.
# Algunas propiedades de las sales son las
siguientes:
- se presentan en estado sólido,
- son compuestos iónicos,
- forman cristales,
- disueltas en agua o fundidas, conducen la co-
rriente eléctrica,
- algunas son coloreadas y se utilizan como
pigmentos.
# Para escribir la fórmula de una sal se debe:
- Conocer el catión metálico,
- Conocer el anión proveniente de un ácido,
- Conocer el número de cargas eléctricas de
cada ión.
- Calcular el número necesario de cada uno de
los iones para que el conjunto sea neutro,
237
- Escribir dicho número como subíndice del ión
respectivo.
# Las sales se clasifican en:
- sales no oxigenadas,
- sales oxigenadas (oxosales).
# Nomenclatura de las sales: se indica el
nombre del catión metálico y del anión
proveniente del ácido. Las sales disueltas
en agua se disocian en los iones que las
forman: cationes y aniones.
238
Ejercicios 16 1) ¿Qué se entiende por neutralización?
2) El jugo de pomelo tiene pH 3,2, ¿Qué propie-
dades debe tener una solución para que neu-
tralice el jugo de pomelo?
3) Marcá con una X qué se puede agregar a un
suelo para adecuarlo al cultivo de naranjos, si
dicho suelo tiene pH 4
a) solución de ácido cítrico, pH 2 ( )
b) solución de vinagre, pH 3 ( )
c) lechada de cal, pH 8,3 ( )
4) ¿Cómo se interpreta la formación de una sal
en la neutralización?
5) Leé las siguientes propiedades y señalá con
una X las que correspondan a una sal:
a) es un sólido cristalino ( )
b) está constituido por moléculas ( )
239
c) disuelta en agua, conduce la
corriente eléctrica ( )
d) fundida, es aislante de la corriente
eléctrica ( )
e) tiene baja temperatura de ebullición ( )
6) Escribí la fórmula mínima y el nombre de las 4
sales que se pueden formar a partir de los si-
guientes iones:
SO2- (ion sulfato); ClO- (ion clorato); Ca2+; Li+
4 3
7) Clasificá las siguientes sales en oxosales y sales
no oxigenadas:
a) NaCl f) Na2S2O3
b) KclO3 g) CuSO4
c) Na2SO3 h) K2Cr2O7
d) Kl i) PbI2
e) Al (BrO3)3 j) KmnO4
240
8) Escribí la ecuación correspondiente a la si-
guientes reacciones:
a) cloruro de hidrógeno + hidróxido de potasio
agua + cloruro de potasio
b) hidróxido de sodio + ácido sulfúrico
sulfato de sodio + agua
9) Escribí la ecuación de obtención de las si-
guientes sales por neutralización:
a) sulfato de cobre (II)
b) nitrito de litio
10) Subrayá únicamente los iones que provienen
de la disociación iónica de una sal:
K+, H+, SO2-, NO-, Cl-, O2-, Ca2+, S2, HO-
4 3
241
Hoja de respuestas 16
1) Neutralización es una transformación química
en la que el ión hidrógeno (H+) de un ácido y el
ión hidróxido (HO-) de una base se unan para
formar agua (H2O).
2) Propiedades básicas
3) c) neutralizará la acidez del suelo.
4) La sal se forma por la unión de los aniones
del ácido y los cationes del hidróxido que quedan
en la solución.
5) a,c.
242
6) CaSO4, sulfato de calcio; Ca(ClO3)2, clora-
to de calcio; Li2SO4, sulfato de litio; LiCiO3, clo-
rato de litio.
7) Oxosales: b, c, e, f, g, h,j. Sales no oxigena-
das: a, d, i.
8) a) HCl + KOH H2O + KCl
b) 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O
9) a) H2SO4 + Cu(OH)2 CuSO4 + 2 H2O
b) HNO2 + LiOH LiNO2 + H2O
10) SO2-, NO-, Cl-, Ca2+, S2-
4 3
243
Ejercicios 16.1
Ejercicio 1) ¿Cuales de las siguientes reaccio-
nes son Redox, y cuales no?.
a) C + O2
CO2
b) BaSO4 + 2
HCl H2SO4 + BaCl2
c) N2 + 3 H2 2 NH3
d) H3PO4 + 3
KOH 3 H2O + K3PO4
Ejercicio 2) En estas Reacciones Redox,
¿Cual es el Agente Reductor, el Agente Oxidante,
y el Nº de oxidación de cada especie?.
244
a) UO3 +
H2
UO2 + H2O
b) CaH2 + 2
H2O Ca(OH)2 + 2 H2
c) Cl2 +
H2O HClO + HCl
d) Cu + 4
HNO3
Cu(NO3)2 + 2 NO2 +2
H2O
Ejercicio 3) Iguala las siguientes ecuaciones
por el Método de Ion-electrón. Todas estas reac-
ciones suceden en Medio Ácido.
a) Zn + Cu2SO4
Cu + ZnSO4
b) Al + AgNO3 Al(NO3)3 + Ag
c) Al2O3 + H2 Al + H2O
d) AuCl + Ba Au + BaCl2
245
Ejercicio 4) Igualar las siguientes ecuaciones
por el Método de Ion-electrón. Todas estas reac-
ciones suceden en Medio Alcalino.
a) K + Fe(OH)2 Fe + KOH
b) Cd + NiO2 + H2O Cd(OH)2 + Ni(OH)2 *
c) Ti + O2 + H2O Ti(OH)4
d) Cu + Ag2O + H2O Cu(OH)2 + Ag
* Esta es la reacción que sucede en las Pilas Alcalinas de Ni-
quel/Cadmio (�Pilas Recargables�)
Ejercicio 5) Iguala las siguientes ecuaciones
por el Método de Ion-electrón, y escribir en la
última columna en que médio es la reacción (ácido
o alcalino)
246
Reacción Medio de
Reacción MnO2 +KBr
+H2SO4
Br2 + MnSO4
+K2SO4 +H2O
KMnO4 + KA-
sO4 + KOH
FeCl3 + NaOH NaCl + Fe(OH)3
HClO4 +Zn Zn(ClO4)2 + H2
247
Hoja de Respuestas 16.1
Ejercicio 1)
a) Es Reacción Redox
b) No es Reacción Redox
c) Es Reacción Redox
d) No es Reacción Redox
Ejercicio 2)
a) Agente Oxidante: UO3.
Agente Reductor: H2
U+6O3-2 + H2 0 U+4O2 -2 + H2+1O-2
b) Agente Oxidante: H+.
Agente Reductor: H-.
Ca+1H2-1+ 2 H2+1O-2 Ca+2(OH)-12 + 2 H20
c) Agente Oxidante: Cl2.
Agente Reductor: Cl2
Cl2 + H2O H+1ClO-1 + H+1Cl-1
248
d) Agente Oxidante: NO3-.
Agente Reductor: Cu.
Cu0 + 4 H+1NO-13 Cu+2(NO3)-12 + 2 N+4O2-2
+2 H2O
Ejercicio 3)
a) Zn + Cu2SO4
2 Cu + ZnSO4
b) Al + 3 AgNO3 Al(NO3)3 + 3 Ag
c) Al2O3 + 3 H2 2 Al + 3 H2O
d) 2 AuCl + Ba 2 Au + BaCl2
249
Ejercicio 4)
a) 2 K + Fe(OH)2 Fe + 2 KOH
b) Cd + NiO2 + 2 H2O Cd(OH)2 + Ni(OH)2
c) Al + NaOH + H2O NaAlO2 +H2 d) Cu + Ag2O + H2O Cu(OH)2 + 2 Ag
Ejercicio 5)
Reacción Medio de Reacción
MnO2 + 2 KBr + 2 H2SO4
Br2 + MnSO4 +K2SO4 + 2
H2O Ácido
KMnO4 + KAsO4 + 4
KOH
MnO2 + K3AsO4 + H2O
Alcalino
FeCl3 + NaOH 3 NaCl + Fe(OH)3
Alcalino
2 HClO4 +Zn Zn(ClO4)2 + H2 Ácido
250
Ejercicios 16.1.1
Ejercicio 1) Estás en la cocina, y tenés una
papa. Empezás a hacerle distintos cambios y/o
reacciones con la papa. Vos tenés que decir si son
Cambios Físicos (CF) o Reacciones Químicas
(RQ).
RQ o
CF
a) La freís con aceite
b) La enfrias en la heladera
c) La cortas en dados A la
papa d) La cocinas en el Horno has-
ta que está doradita
Ejercicio 2)¿Cuales de estas ecuaciones quí-
micas son reacciones químicas y cuales no?
251
a) CO2 (l) CO2 (g)
b) HCl (l) + NaOH (l) H2O (l) + NaCl (l)
c) AgNO3 (l)+ HI(l) AgI (s) + HNO3 (l)
Dato: Las Reacciones Químicas suceden cuando los Reactivos se trans-
forman en otro compuesto químico al pasar a los Productos
Ejercicio 3) Una de estas tres ecuaciones NO
esta balanceada. ¿Cuál es?
a) N2 + 3 H2 2 NH3 b) 2 HCl + Zn ZnCl2 + H2 c) NaOH + HClO 2 NaClO + H2O
Ejercicio 4) Para estos reactivos hay 3 posi-
bles productos. Elegí el correcto:
a) HCl +HClO
b) HI + HClO Cl2 + H2O c) HCl + NaOH
252
Ejercicio 5) Un químico se le mezclaron los
papeles donde escribió 3 reactivos con los 3 pro-
ductos de cada reacción los ordeno en una Tabla.
Ayudálo a unir los Reactivos con los Productos
que dan cada reacción:
Reactivos Productos
CH4 + 2 O2 • • CaSO3
N2 + 3 H2 • • CO2 + 2 H2O
CaO + SO2 • • 2 NH3
253
Hoja de Respuestas 16.1.1
Ejercicio 1)
RQ o
CF
a) La freís con aceite RQ
b) La enfrias en la heladera CF
c) La cortas en dados CF A la
papa d) La cocinas en el Horno has-
ta que está doradita
RQ
Ejercicio 2)
a) No es Reacción Química
b) Es Reacción Química
c) Es Reacción Química
Ejercicio 3)
a) Reacción Química Balanceada
b) Reacción Química Balanceada
254
c) Reacción Química NO Balanceada (Hay 2
Cl y 2 Na en los productos y un Cl y un
Na en el lado de los reactivos)
Ejercicio 4)
a) HCl +HClO
b) HI + HClO Cl2 + H2O
c) HCl + NaOH
Ejercicio 5)
Reactivos Productos
CH4 + 2 O2 • • CaSO3
N2 + 3 H2 • • CO2 + 2 H2O
CaO + SO2 • • 2 NH3