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ÍNDICE
Unidad 1. Reacciones químicas inorgánicas. 1
1.1 Clasificación de las reacciones 1
1.2 Símbolos auxiliares 2
1.3 Tipos de reacciones 3
1.3.1 Síntesis 4
1.3.2 Análisis o descomposición 4
1.3.3 Simple sustitución o desplazamiento 5
1.3.4 Doble descomposición o doble sustitución 5
Unidad 2. Estequiometria 8
2.1 Condiciones de una ecuación química correcta 8
2.2 Balanceo de ecuaciones por el método de tanteos 9
2.3 Número de oxidación 12
2.4 Balanceo de ecuaciones por el método de oxidación-reducción 14
2.5 Unidades químicas 19
2.5.1 Peso atómico 19
2.5.2 Átomo gramo 19
2.5.3 Molécula gramo 19
2.5.4 Mol 20
2.5.5 Peso molecular 20
2.5.6 Volumen molar o volumen molecular gramo 20
2.6 Cálculos químicos 21
2.6.1 Número de moles en x gramos de sustancia 21
2.6.2 Número de átomos o moléculas en x gramos de sustancia 23
2.6.3 Volumen ocupado por n moles de un gas,
en condiciones normales de temperatura y presión
24
2.7 Ley de la conservación de la masa 27
2.8 Ley de las proporciones constantes 29
2.9 Composición centesimal de un compuesto 30
2.10 Cálculo de problemas estequiométricos 33
2.11 Ley de las proporciones múltiples 37
2.12 Ley de las proporciones recíprocas o de los pesos de combinación 37
Unidad 3. Soluciones
3.1 Soluciones empíricas 43
3.2 Curva de solubilidad 45
3.3 Soluciones valoradas 47
Unidad 4. Ácidos y bases
4.1 Teorías ácido-base 59
4.2 Potencial hidrógeno (pH) y potencial oxhidrilo (pOH) 62
4.3 Clasificación de ácidos y bases 66
4.4 Indicadores 68
4.5 Neutralización 69
4.5.1 Titulación o valoración 69
4.5.2 Hidrólisis 72
2
Química Orgánica
Introducción 74
Objetivo general 75
Unidad 5. Estructura de los compuestos orgánicos
Fundamentos de la química orgánica 75
Principales diferencias entre compuestos orgánicos 76
Hibridación del carbono 77
Hibridación tetragonal 77
Hibridación trigonal 78
Hibridación planar 79
Tipos de cadena en compuestos orgánicos 81
Clasificación de esqueletos de los compuestos orgánicos 82
Isomería 84
Unidad 6. Nomenclatura: química orgánica
Función química 87
Hidrocarburos 91
Alcanos 91
Cicloalcanos 93
Radicales alquilo 94
Nomenclatura de alcanos arborescentes 98
Alquenos 104
Alquinos 106
Derivados halogenados 111
Alcoholes 114
Éteres 118
Aldehídos y cetonas 120
Ácidos 123
Esteres 125
Aminas 127
Amidas 129
Derivados del benceno 134
3
UNIDAD 1 REACCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS.
1.1 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES
En el Universo constantemente están ocurriendo cambios físicos y químicos; en nuestro curso, vamos a
estudiar especialmente los procesos químicos o reacciones químicas.
Una reacción química es un proceso en el cual dos o más sustancias, al interaccionar, forman otras, como
consecuencia de la ruptura de algunos enlaces y la formación de otros nuevos.
Tal es el ejemplo del dióxido de azufre, que se forma por combustión del azufre.
Esta reacción puede representarse, mediante un modelo matemático, utilizando literales para representar
las sustancias participantes en una reacción química:
A + B = AB
O bien mediante una ecuación química, representando las sustancias participantes por medio de símbolos
y fórmulas químicas.
S + O2 SO2
Como los términos del primer miembro son diferentes químicamente a los del segundo miembro, en una
ecuación química se sustituye el signo (=), utilizando una ecuación matemática, por una flecha
( ) que indica el sentido en que se verifica la reacción.
Las ecuaciones químicas generalmente se emplean para describir solamente los estados inicial y final
del proceso.
Convencionalmente se escriben a la izquierda, es decir, en el primer miembro, los símbolos o
fórmulas de las sustancias iniciales, llamadas reaccionantes o reactantes, y a la derecha de la ecuación o
segundo miembro, se escriben los símbolos o fórmulas de las sustancias que se forman o productos de la
reacción.
EJEMPLO
OBJETIVO ESPECÍFICO
Conocer los conceptos de reacción química,
modelo matemático, ecuación química,
reactantes, productos y símbolos auxiliares
OBJETIVO PARTICULAR
Plantear la ecuación química como un modelo para explicar
las diferentes formas de transformación entre los compuestos
y elementos químicos inorgánicos ejemplificados con
reacciones de importancia para el país.
4
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
Reactantes Productos
1.2 SIMBOLOS AUXILIARES
Los símbolos auxiliares se utilizan para que una ecuación química represente lo más exactamente posible
una reacción, el sentido y las condiciones en que se realiza. Entre los símbolos auxiliares más usados
tenemos:
Una flecha hacia la derecha ( ) indica que la reacción es irreversible, es decir, que se realiza en un
sentido.
Una flecha hacia la derecha y otra hacia la izquierda ( ) indican que la reacción puede realizarse
de izquierda a derecha y de derecha a izquierda, es decir, los productos pueden regresar a su estado original.
Un triángulo encima de una flecha que separa a los reactantes de los productos indica que la reacción sólo
se realizará si se le suministra calor.
CaCO3 CaO + CO2
Para indicar el estado físico de las sustancias se anota dentro de un paréntesis una (s) si la sustancia es un
sólido, una (l) si es un líquido una (g) si la sustancia es un gas y (aq) si la reacción se realiza en agua.
( ) Una flecha hacía arriba indica un gas que se desprende.
( ) Una flecha hacía abajo indica un sólido que precipita.
Si la reacción requiere un catalizador que acelere o retarde la reacción, se indica sobre la flecha que
separa los reactantes de los productos.
Si la reacción requiere energía luminosa, se escribirá sobre la flecha el símbolo ( λν ), que representa un
cuanto de luz. Veamos:
λν
CH3-CH3 + HCl CH3-CH2-Cl + HCl
(ϟ ) Este símbolo arriba de la flecha representa la electrólisis.
ϟ
2H2O(l) 2H2(g) + O2(g
∆
2KCLO3(s) KCl(s) + 3O2(g)
Esta ecuación indica que el clorato de potasio (KClO3) es un sólido que al calentarse produce cloruro de
potasio (KCl) sólido y oxígeno (O2) gaseoso.
Los números que están colocados antes de las fórmulas se llaman coeficientes; indican el número de
átomos, moléculas o moles que intervienen en el proceso.
EJEMPLO
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
1 molécula 3 moléculas 2 moléculas
1mol 3 mol 2 mol
5
EJERCICIO Escribe los símbolos auxiliares que conoces de una ecuación química.
1.3 TIPOS DE REACCIONES
Las diferente reacciones o procesos químicos dan lugar muchas veces a la obtención de sustancias
compuestas; atendiendo a ello, los compuestos químicos pueden formarse por distintos procedimientos
generales.
OBJETIVO ESPECÍFICO
Identificar los tipos de reacciones
6
De acuerdo con la formación o ruptura de los enlaces, las reacciones químicas se clasifican en cuatro
tipos principales:
a) Reacciones de Síntesis
b) Análisis o descomposición
c) Simple sustitución
d) Doble sustitución
1.3.1 SÍNTESIS Consiste en la unión de sos o más sustancias sencillas paraa formar una más compleja. La
representación mediante el modelo matemático de este tipo de reacción es el siguiente:
A + B AB
Metal + oxígeno óxido metálico
4 Na + O2 2 Na2O
Sodio oxígeno óxido de sodio
No metal + oxígeno óxido no metálico (anhídrido)
2Cl2 O2 2Cl2O
Cloro oxígeno anhídrido hipocloroso
Metal + halógeno halogenuro del metal
2Na Cl2 2NaCl
Sodio Cloro cloruro de sodio
Metal activo + hidrógeno hidruro metálico
2K + H2 2KH
Potasio hidógeno hidruro de potasio
Óxido metálico + Agua Hidróxido
MgO + H2O Mg(OH)2
Óxido de magnesio Agua Hidróxido de magnesio
1.3.2 ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN
Este tipo de reacción es inversa a la de síntesis; una susstancia compleja, mediante energía, se divide
en dos o más sustancias sencillas. El modelo matemático de esta reacción es:
AB A + B E= energía
EJEMPLO
electricidad
2H2O 2H2 + O2
Agua hidrógeno oxígeno
∆
2KCLO3(s) KCl(s) + 3º2(g)
Clorato de potasio cloruro de potasio oxígeno
∆
7
CaCO3 CaO + CO2
Carbonato de calcio óxido de calcio dióxido de carbono
1.3.3 SIMPLE SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIENTO
Es aquella reacción en la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de
otro elemento. Este desplazamiento sucede siempre y cuando el átomo sustituyente tenga mayor actividad que
el sustituído. El modelo matemático de esta reacción es:
A + BC AC + B
EJEMPLO
HgS + Fe FeS + Hg
Sulfuro de fierro sulfuro de mercurio
Mercurio(II) fierro(II)
Mg + 2HCl MgCl2 + H2
Magnesio ácido cloruro hidrógeno
Clorhídrico de magnesio
2Na + 2HNO3 2NaNO3 + H2
Sodio ácido nítrico nitrato de sodio hidrógeno
1.3.4 DOBLE DESCOMPOSICIÓN O DOBLE SUSTITUCIÓN
Este tipo de reacción consiste en el intercambio entre los iones presentes. El modelo matemático de
esta reacción es:
+- +- +- +-
AB + CD AD + CB
EJEMPLO
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
Nitrato cloruro cloruro nitrato
De plata de sodio de plata de sodio
Ag2SO4 + 2NH4Cl (NH4)2SO4 + 2AgCl
Sulfato de cloruro sulfato cloruro
plata de amonio de amonio de plata
BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCl
Cloruro Sulfato de Sulfato de cloruro
De bario sodio bario de sodio
8
EJERCICIOS
1.- Contesta las siguientes preguntas.
a) ¿Qué representa una ecuación química?
b) ¿Cómo se les llama a las sustancias iniciales de una reacción química?
_______________________________________________________________________________
c) ¿Cómo se les llama a las sustancias finales de una ecuación química?
d) ¿Cómo se le llama al número que indica el número de moles, moléculas o átomos y se escribe a la
izquierda de la fórmula?
e) Cuando representamos una reacción por literales, estamos utilizando un modelo...
2.- En los espacios en blanco escribe si la reacción es de síntesis, análisis, simple sustitución o doble sustitución.
a) H2 + Cl2 2HCl
b) S + 02 SO2
c) CaCO3 CaO + C02
9
d) 2HBr + Cl2 2HC1 + Br2
e) Fe + HgS FeS + Hg
f) 2H2 + 02 2H20
g) NaOH + HC1 NaCl + H20
h) H20 + C02 H2CO3
i) 2KCIO3 2KC1 + 302
j)2Na + S Na2S
k) Ca + I2 Cal2
1) 2KOH + H2S04 2H20 + K2S04
10
UNIDAD 2 ESTEQUIOMETRÍA
INTRODUCCIÓN.
La ciencia Química logra un gran avance cuando los químicos reconocieron la importancia de las
mediciones cuidadosas y comenzaron a hacerse preguntas que podrían ser respondidas cuantitativamente.
La estequiometria —del griego “stoicheion” (constituyente elemental) y “metrein” (medir) — es la parte de la
química que se ocupa del estudio de las relaciones en peso entre las sustancias que participan en una reacción
química.
Piara realizar los cálculos estequiométricos en una reacción química será necesario como base
fundamental tener presente: las leyes fundamentales que sustenta la estequiometria, algunos conceptos
auxiliares, y el balanceo de ecuaciones; los cuales se verán más adelante.
2.1 CONDICIONES DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA CORRECTA
Para que una ecuación química esté correctamente escrita, debe cumplir ciertos requisitos:
Los símbolos y las fórmulas de reactantes y productos deben estar correctamente escritos.
Deben aparecer moléculas de los elementos y no átomos libres.
Para poder cumplir con esta condición, al escribir una ecuación es necesario recordar que las moléculas
de los elementos gaseosos y las de los halógenos son diatómicas:
OBJETIVO PARTICULAR
Aplicar la Ley de la conservación de la masa realizando
cálculos estequiométricos en ecuaciones químicas
OBJETIVO ESPECÍFICO
Conocer las condiciones para escribir una ecuación química
correcta.
11
La ecuación debe cumplir con la Ley de la conservación de la masa de Lavoisier, es decir, el número
de átomos debe ser igual en los reactantes y en los productos; debe estar balanceada.
2.2 BALANCEO DE ECUACIONES POR EL MÉTODO DE
TANTEOS
Para balancear una ecuación química se pueden utilizar varios métodos; entre ellos se tiene el de
tanteos, generalmente utilizado para balancear ecuaciones sencillas. Para aplicar correctamente este método se
siguen los siguientes pasos:
1.- Seleccionar un compuesto que contenga el átomo de un elemento que se repita en la mayoría de
las sustancias que intervienen.
2.- Asignar a la fórmula del compuesto seleccionado un coeficiente tal que logre igualar el número
de átomos del elemento en reactantes y productos.
Dicho coeficiente debe ser el menor posible y afecta a todos los elementos, incluso a los índices.
3.- Repetir el procedimiento anterior con los átomos de los otros elementos hasta que la ecuación esté
balanceada.
Nota: Durante el balanceo se pueden ensayar varios coeficientes, pero los subíndices de las fórmulas
no pueden ser alterados.
EJEMPLOS:
a) Mg + HC1 MgCl2 + H2
El número de átomos de cada elemento, en el primero y segundo miembros, es:
1 - Mg -1
1 - H - 2
1 - Cl - 2
Como se puede observar, existe un desequilibrio en el número de átomos de H y de Cl, por lo que se
requiere asignar el número 2 como coeficiente del HC1:
Mg + 2 HC1 MgCl2 + H2
Ahora el número de átomos de H y de Cl es:
2- H -2
2 - Cl - 2
Esto es, la ecuación está balanceada.
b) Al + 02 A1203
El número de átomos de cada elemento en ambos miembros es:
1- Al - 2
2- O - 3
Se observa que el número de átomos de oxígeno en el primer miembro es par, y en el segundo es impar;
por tanto, es necesario afectar el compuesto del segundo miembro con un coeficiente tal (2) que el número de
átomos resulte par.
12
Al + 02 Al203
Ahora el número de átomos es:
1- Al -4
2- O -6
No obstante que se antepuso un coeficiente, la ecuación aún no está balanceada, por lo que será necesario
anteponer coeficientes a los términos del primer miembro.
Para nivelar el número de átomos de aluminio, se asignará un coeficiente 4 a dicho elemento:
4Al + 02 Al203
Ahora el número de átomos es:
4 - Al - 4
2 - 0 - 6
Finalmente, para igualar el número de átomos de oxígeno deberá afectarse al oxígeno molecular con
el coeficiente 3:
4Al + 302 Al203
Ahora se tiene:
4 - Al - 4
6- O -6
La ecuación está balanceada.
c) Al (N03)3 + H2SO4 HNO3 + A12(S04)3
En la ecuación anterior se observa que en ambos miembros aparecen grupos atómicos sin alteración,
llamados radicales; por tanto, la ecuación podrá balancearse tomando en consideración el número de dichos
radicales:
1 - Al - 2 3 - N03 - 1 2- H -1 1 - S04 - 3
Igualando el número de átomos de aluminio se tiene:
2A1(N03)3 + H2S04 HN03 + A12(S04)3
2 - Al - 2
6 - N03 - 1
2- H -1
1 - S04 - 3
Igualando el número de radicales nitrato (NO3) se tiene:
A1(N03)3 + H2S04 6HNO3 + A12(S04)3
Ahora el número de átomos es:
2 - Al - 2
6 - N03 - 6
13
2- H -6
1 - S04 - 3
Igualando el radical sulfato (SO4) se tiene:
2A1(N03)3 + 3H2S04 6HN03 + A12(S04)3
2 - Al - 2
6 - N03 - 6
6- H -6
3 - S04 - 3
La ecuación está balanceada.
EJERCICIO
1.- Contesta brevemente las siguientes preguntas:
a) ¿Para qué se balancea una ecuación química?
b) Escribe dos condiciones para que una ecuación química esté correctamente escrita.
2.- Balancea las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteos.
a) Na2SO4 + BaCl2 BaS04 + NaCl
b) ZnS + 02 ZnO + SO2
c) KOH + H2S04 H2O + K2SO4
d) CaCO3 CaO + C02
e) KCIO3 KCl + O2
f) NaOH + H2S04 Na2S04 + H20
14
g)Mg + HC1 MgCl2 + H2
2.3 NÚMERO DE OXIDACIÓN
Para identificar las especies oxidada y reducida en una ecuación química, es necesario explicar el
concepto de número de oxidación, así como la determinación del mismo.
Con frecuencia, los términos valencia y número de oxidación se consideran sinónimos; recordemos:
Valencia. Es la capacidad de combinación de los átomos.
Número de oxidación. Es la carga eléctrica asignada a un átomo cuando se combina con otro.
EJEMPLO
En el KI, el número de oxidación del potasio es +1, y el del yodo es -1, ya que, dada la elevada diferencia
de electronegatividades entre los dos átomos, se considera que el potasio cede un electrón al yodo, mismo que
el yodo acepta.
En el HBr, el número de oxidación del hidrógeno es +1 y el del bromo es -1, ya que ambos átomos
comparten un par de electrones; para poder asignar cargas eléctricas, se supone que el bromo, al ser más
electronegativo, acepta el electrón del hidrógeno.
REGLAS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN DE UN ÁTOMO
1. El número de oxidación de cualquier elemento libre (sin combinar) es cero.
Así, H2, 02, Cl2, Fe, K, tienen número de oxidación cero.
2. Los metales alcalinos (grupo IA) tienen número de oxidación + 1. (Li, Na. K. Rb, Cs, Fr)
3. Los metales alcalinotérreos (grupo IIA) tienen número de oxidación +2. (Be, Mg, Ca, Sr, Ba,
Ra).
4. El número de oxidación del hidrógeno en la mayor parte de los compuestos es +1, por ejemplo:
H20, NH3, CH4; pero en los hidruros metálicos iónicos, como NaH, CaH2, A1H3, el número de
oxidación del hidrógeno es -1.
5. El oxígeno tiene número de oxidación -2, excepto en los peróxidos que tiene número de
oxidación -1.
6. Todos los metales tienen número de oxidación positivo.
OBJETIVO ESPECÍFICO
Escribir las reglas para determinar el número de
oxidación de un elemento
15
7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto debe ser
cero.
8. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un catión debe ser igual a la
carga del anión.
La aplicación de las reglas anteriores se ilustra en los siguientes ejemplos:
En el Na2S, el sodio tiene un número de oxidación de +1, y el azufre debe ser -2 para que la suma algebraica
de las cargas eléctricas sea igual a cero.
+1x2
-2xl
Na2 S
+2 -2
En el Fe203, el oxígeno tiene un número de oxidación -2, y el del fierro debe ser +3.
6+ 6-
+ 3 x 2 - 2 x 3
Fe2 O3
En el CaC03, el número de oxidación del calcio es +2, el del oxígeno es -2, el del carbono debe ser
+4 para igualar las cargas eléctricas.
+6 -6
+2 +4 -2x3
Ca C 03
En el CU(N03)2 el número de oxidación del nitrógeno es +5; ya que el radical N03 tiene un número
de oxidación -1, según el balance de las cargas eléctricas.
+2 +10 -12
+ 2 + 5 x 2 - 2 x 6
Cu (N 03)2
EJERCICIO Determina los números de oxidación de cada uno de los elementos de los siguientes
compuestos.
1. - H2S04 H__________ S __________ O__________
2.-Na2S04 Na_________ S__________ O__________
3.- Al(OH)3 Al__________ O_________ H__________
4.- H3P04 H__________P__________ O__________
5.- KMn04 K_________Mn__________ O__________
6.- A12(S04)3 Al_________ S__________ O__________
7.- H20 H__________O_________
16
2.4 BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR EL MÉTODO
DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
Otra forma en que se pueden analizar las reacciones químicas, es la que toma en cuenta la transferencia
de electrones de un átomo a otro; tales procesos, de gran importancia práctica, se conocen con el nombre de
reacciones de oxidación-reducción, abreviado “redox”.
En una reacción “redox” la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; depende una de otra y el
número total de electrones perdidos por una especie química en la oxidación debe ser igual al número de
electrones ganados por la otra especie en la reducción; es decir, en una ecuación “redox” no hay exceso ni
deficiencia de electrones.
Representación en una Escala del Proceso:
OXIDACIÓN
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +l +2 +3 +4 +5 +6 +7
REDUCCIÓN
EJEMPLOS
El fierro reacciona con el cloro de acuerdo con la siguiente ecuación:
2 Fe0 + 3C1°2 2Fe
+3Cl3
-1
Fe0
Fe+3
+ 3e-1
C1°2 + 2e-1
2Cl-1
El fierro aumentó su número de oxidación de cero a +3, por lo tanto se oxidó. El cloro disminuyó su
número de oxidación de cero a -1, por lo tanto se redujo.
En la ecuación, el agente oxidante es el cloro, por ser la sustancia que causa la oxidación, y como acepta
electrones, su número de oxidación disminuye; el agente reductor es el fierro, por ser la sustancia que causa la
reducción, y al ceder electrones su número de oxidación aumenta.
El agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida
La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo atómico pierde electrones.
La reducción es un cambio químico en el que un átomo o grupo atómico gana electrones.
Una reacción es de oxidación-reducción si ocurre un cambio en el número de oxidación. Veamos tres
ejemplos de reacciones “redox”:
OBJETIVO ESPECÍFICO
Balancear ecuaciones químicas por el método de
oxidación-reducción.
17
Al0 + O°2 Al2
+3 O3
-2
Zn0 + O2
0 Zn
+2 O
-2
N+2
O-2
N+4
O2-2
Si la reacción no experimenta cambio en los números de oxidación, no es una reacción “redox”. Ahora
tenemos algunos ejemplos de reacciones que no son “redox”.
Na2+1 O -2 + H2
+1 O-2 Na+1 O-2 H+1
Mg+20-2 + H2+10-2 Mg+2(O -2 H+1)2
Ag+1N+503
-2 + Na+1Cl-1 Ag+1 Cl-1 + Na+1 + N+5 O3-2
REGLAS PARA BALANCEAR ECUACIONES “REDOX” POR EL
MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN.
1.- Se escribe la ecuación:
NH3 + CuO H2O + N2 + Cu
2.- Anotar los números de oxidación de cada átomo en la ecuación (aplicando las reglas antes
descritas).
-3 +1 +2 -2 +1 -2 0 0
NH3 + Cu O H2O + N2 + Cu
3.- Anotar como una semirreacción los átomos que sufrieron cambios en sus números de oxidación
de los reactantes a los productos, indicando de cuanto fue el cambio y donde sucede la oxidación y reducción,
así como indicar cual es el agente oxidante y cual el agente reductor.
-3 0
N N se oxida (agente reductor)
+2 0
Cu Cu se reduce (agente oxidante)
4.- Anotar abajo de los átomos que sufrieron cambio, el número de cambio (generalmente) del lado
de los productos).
NH3 + CuO H2O + N2 + Cu
3 2
Dentro de éste paso; si hubiese subíndices en los átomos, multiplicarlos por el número de electrones
ganados o perdidos, tratando de simplificar si existe la posibilidad.
NH3 + Cu O H2O + N2 + Cu
3x2=6 2
Simplificando
3 1
18
5.- Los números resultantes finalmente, son los coeficientes buscados en forma cruzada, esto es el
número final del agente reductor será coeficiente del agente oxidante y viceversa (recuerde que cuando se
tiene un coeficiente igual a 1, éste no se escribe, como se indica en el siguiente ejercicio).
NH3 + Cu O H2O + N2 + 3Cu
6.- Una vez que se han encontrado los coeficientes de los átomos que se oxidan y se reducen, los
demás se encuentran por tanteos teniendo en cuenta que, los primeros coeficientes encontrados no se pueden
modificar.
2NH3 + 3Cu O 3H2O + N2 + 3Cu
Ejemplo:
Balancear la siguiente reacción por oxido-reducción.
1.- P + HNO3 + H2 O NO + H3PO4
0 +1+5-2 +1-2 +2-2 +1+5-2
2.- P + HNO3 + H2 O NO + H3PO4
0 +5
3.- P P se oxida pierde 5e- (agente reductor)
+5 +2
N N se reduce gana 3e- (agente oxidante)
4.- P + HNO3 + H2 O NO + H3PO4
3 5
5.- P + HNO3 + H2 O 5 NO + 3H3PO4
6.- 3P + 5HNO3 + 2H2 O 5NO + 3H3PO4
Notas:
a) No será extraño encontrar que un mismo átomo pueda sufrir simultáneamente la oxidación y la reducción.
b) Cuando al complementar la ecuación por tanteos la ecuación no se ajusta, será necesario cambiar los coeficientes
encontrados en el proceso de óxido- reducción (y como se mencionó que éstos ya no pueden variar), se recomien-
da cambiar los coeficientes encontrados del lado de los reactantes.
Ejemplos:
Balancear la siguiente ecuación por REDOX.
Cl2 + KOH KClO3 + KC1 + H2O
0 + 1-2+1 +1+5-2 +1-1 +1-2
Cl2 + KOH KClO3 + KC1 + H2O
19
0 +5
C1 C1 se oxida, pierde 5e- (agente reductor)
0 -1
C1 Cl se reduce, gana 1e- (agente oxidante)
Cl2 + KOH KClO3 + KC1 + H2O
5 1
Cl2 + KOH KClO3 + 5 KC1 + H2O
3Cl2 + 6KOH KClO3 + 5KC1 + 3H2O
Balancear la siguiente ecuación por REDOX.
HNO3 + As2O3 + H2O H3AsO4 + NO2
+1+5-2 +3-2 +1-2 +1+5-2 +4-2
H N O3 + As2O3 + H2O H3AsO4 + NO2
+5 +4
N N se reduce gana le- (agente oxidante)
+3 +5
As As se oxida pierde 2e- (agente reductor)
HNO3 + As2O3 + H2O H3AsO4 + NO2
2 1
HNO3 + As2O3 + H2O H3AsO4 + 2 NO2
Se observa inmediatamente que la ecuación no se podrá balancear ya que el número uno en el As del lado de los productos es
inamovible, y del lado de los reactantes el As tienen dos átomos.
Cambiar los números al lado de los reactantes.
HNO3 + As2O3 + H2O H3AsO4 + NO2
2x2=4
4HNO3 + As2O3 + H2O 2 H3AsO4 + 4 NO2
EJERCICIO Balancea las siguientes ecuaciones por el método de número de oxidación (REDOX).
a) H2S + HNO3 H2S04 + NO + H20
20
b) KMnO4 + HC1 KC1 + MnCl2 + Cl2 + H2O
c) Cu + HNO3 CU(NO3)2 + NO + H2O
d) KMnO4 + H2SO4 + H2S K2SO4 + MnSO4 + H2O + S
e) HNO3 + I2 HIO3 + NO2 + H2O
f) Zn + HNO3 Zn(NO3)2 + NH4 NO3 + H2O
21
EJERCICIO 1 En los espacios en blanco escribe la palabra o palabras que completen correctamente el
enunciado.
Si un átomo pierde electrones, se_____________________________________________________________
Si un átomo gana electrones, se_______________________________________________________________
2.5 UNIDADES QUÍMICAS
.
En las reacciones químicas intervienen partículas muy pequeñas como átomos, iones o moléculas;
para contar y pesar tales partículas, el químico cuenta con ciertas unidades que se llaman unidades químicas,
siendo las principales el peso atómico, el átomo gramo, la molécula gramo, el mol, el peso molecular y el
volumen molar o volumen molecular gramo.
2.5.1 PESO ATÓMICO
Es el peso promedio de los átomos de un elemento en relación con el peso de un átomo de carbono
12, al cual se le ha asignado el peso de 12 unidades de peso atómico o de masa atómica.
El peso atómico de un elemento es proporcional al peso real de un átomo, ya que indica cuántas
veces es mayor el peso de un átomo de dicho elemento que la doceava parte del peso de un átomo de carbono
12. Veamos:
El peso atómico del magnesio es igual a 24.312 uma, lo que significa que un átomo de magnesio
pesa aproximadamente el doble de un átomo de carbono 12.
El valor de 4.003 uma para el peso atómico del helio indica que un átomo de helio pesa
aproximadamente la tercera parte de de un átomo de carbono 12.
.
2.5.2 ATOMO GRAMO
Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos. Por ejemplo:
1.- Un átomo-gramo de oxígeno pesa 16 gramos.
2.- Un átomo-gramo de nitrógeno pesa 14 gramos.
3. Un átomo-gramo de carbono pesa 12 gramos.
2.5.3 MOLECULA GRAMO
Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto) expresado en gramos. Así, tenemos
que:
1.-La molécula de H2SO4 pesa 98 gramos.
2.-La molécula de CO2 pesa 44 gramos.
OBJETIVO ESPECÍFICO Conocer las unidades químicas
22
3.-La molécula de O2 pesa 32 gramos.
2.5.4 MOL
Es una unidad de cantidad de partículas. El número de partículas que constituyen una mol se conoce
con el nombre de número de Avogadro, y es igual a 6.02 x 1023
.
Una mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo gramo. Una mol de
moléculas es igual al número de moléculas contenidas en la molécula gramo.
1.-Una mol de H20 contiene 6.02 * 1023
moléculas y pesa 18 gramos.
2.-Una mol de C02 contiene 6.02 x 1023
moléculas y pesa 44 gramos.
3.-Una mol de azufre (S) contiene 6.02 x 1023
moléculas y pesa 32 gramos.
2.5.5 PESO MOLECULAR
Es el peso de una molécula de una sustancia comparado con el peso de un átomo de carbono 12,
tomado como 12 unidades de peso atómico de masa atómica. El peso molecular de una sustancia es igual a la
suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula. Veamos algunos casos:
1.- El peso molecular del 02 es igual a 32 uma, pues el peso atómico del O es igual a 16 uma y la
molécula es diatómica.
2.- El peso molecular del H20 es igual a 18 uma, dado que la molécula contiene 2 átomos de H
(PA=1 x 2 = 2 uma) y un átomo de O (PA=16 uma).
Esto es: PM H20: PAH = (2 x l) + PA O = (16 x l) = 2 + 16 = 18
3.- El peso molecular del C02 es igual a 44 uma, ya que la molécula está constituida por un átomo de
C (PA 12 uma) y 2 átomos de O (PA= 16 uma).
.
Es decir: PM C02:1 PA C + 2PA O = 12 + (2 x 16) = 12 + 32 = 44
2.5.6 VOLUMEN MOLAR O VOLUMEN MOLECULAR GRAMO
Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de una sustancia. El volumen molar de un gas,
en condiciones normales de temperatura y presión (273°K y 1 atm), es igual a 22.4 litros.
1.-44 gramos de C02 ocupan, en condiciones normales de temperatura y presión, un volumen de 22.4
litros.
2.- 6.02 x 1023
moléculas de 02 ocupan, en condiciones normales de temperatura y presión, un
volumen de 22.4 litros.
EJERCICIO Escribe la definición de los siguientes conceptos:
a) Peso atómico
______________________________________________________________________________
b) Mol
23
______________________________________________________________________________
c) Peso molecular
__________________________________________________________________________________
d) Átomo gramo
___________________________________________________________________________________
e) Molécula gramo
__________________________________________________________________________________
f) Mol de átomos
______________________________________________________________________________________
g) Mol de moléculas
__________________________________________________________________________________
h) Volumen molar
_______________________________________________________________________________________
i) Valor del número de Avogadro
_________________________________________________________________________________
2.6 CALCULOS QUIMICOS
El conocimiento de las unidades químicas permite efectuar diversos cálculos, entre los cuales tienen
especial importancia los siguientes.
2.6.1 NUMERO DE MOLES EN X GRAMOS DE SUSTANCIA
El peso de una mol es numéricamente igual al peso atómico o molecular; por tanto, el número de
moles contenidas en determinada cantidad de sustancia se puede calcular mediante la siguiente relación:
Masa en gramos
Núm. de moles = ───────────────────
Peso atómico o peso moles
g g
n = ── n = ──
OBJETIVO ESPECÍFICO
Realizar cálculos relativos a las unidades químicas.
24
PA PM
Con esta ecuación también podemos calcular la masa de un determinado número de moles.
Masa en gramos = núm. de moles por peso molecular, g = nPM
EJEMPLOS
1.-¿Cuántos átomos gramo y cuántas moléculas gramo contienen 28 gramos de nitrógeno?
Datos
Masa en g de nitrógeno = 28 g
PAN = 14 uma = 14 g/átomo g
PM N2 = 28 uma = 28 g/molécula g
núm. de átomos gramo = x
núm. de moléculas gramo = x
Fórmula y desarrollo
g g
n = ── n = ──
PA PM
28g
n = ─────── n = 2 átomo gramo
14 g/átomo g
28 g
28 g
n = ─────────── n = 1 molécula gramo
28 g/molécula g
2.- ¿Cuál es el número de moles contenidas en 100 g de CO2?
Datos
n = x
g = 100g
PM = C02 = 44 g/mol
Fórmula y desarrollo
g 100g
n = ── = ────── = 2.27 moles de CO2
PM 44g/mol
3.- ¿Cuál es la masa en gramos contenida en 0.8 moles de carbonato de sodio (Na2CO3)?
Datos: g = x n = 0.8 moles de Na2C03 PM = 106 g/mol
Fórmula y desarrollo:
g
n = ── g = n x PM
PM
25
g = 0.8 moles x 106 g/mol g = 84.8 g
2.6.2 NUMERO DE ATOMOS O MOLECULAS EN X GRAMOS DE
SUSTANCIA
Una mol contiene 6.02 x 1023
átomos o moléculas; por tanto, el número de estas partículas contenido
en una determinada cantidad de sustancias será igual al producto del número de moles por el número de
Avogadro:
Núm. de átomos o moléculas = n x N
Mediante la fórmula anterior, también es posible calcular el número de moles que constituyen un
número dado de átomos o de moléculas.
Núm. de átomos o moléculas
n =
N
EJEMPLOS
1.- ¿Cuántas moléculas están contenidas en 10 g de hidróxido de sodio (NaOH)?
Datos
N = x
g = 10 g
PM = 40 g/mol (NaOH)
Fórmula y desarrollo
N = n x 6.02 x 1023
molécula/mol
g
n =
PM
10 g
n = = 0.25 moles
40 g/mol
N = 0.25 mol x 6.02 x 1023
moléculas/mol N = 1.505 x 1023
moléculas
2.- ¿Cuántas moles están contenidas en 9.03 x 1023
moléculas de SO2?
Datos
Núm. de moléculas de S02 = 9.03 x 1023
N = 6.02 x 1023
moléculas/mol
Fórmula y desarrollo:
Núm. de moléculas = n x N
Núm. Moléculas
n=
26
N
9.03 x 1023
moléculas
n =
6.02 x io23
moléculas/mol
n = 1.5 moles
2.6.3 VOLUMEN OCUPADO POR N MOLES DE UN GAS, EN
CONDICIONES NORMALES DE TEMPERATURA Y PRESIÓN
En condiciones normales, una mol de un gas ocupa un volumen de 22.4 litros; en consecuencia, el
volumen ocupado en dichas condiciones por n moles es igual a:
VTPN =
n moles x 22.4 litros/mol
EJEMPLOS
1. ¿Qué volumen, en litros, ocupan 2.5 moles de CO2 en condiciones normales de temperatura y
presión?
Datos
VTPN = x litros
n = 2.5 moles
V molar TPN = 22.4 l/mol
Fórmula y desarrollo
VTPN = n x 22.4
VTPN = 2.5 moles x 22.4 l/mol
n = 56 litros
2. ¿Qué volumen ocupan 50 gramos de amoniaco (NH3) en condiciones normales de temperatura y
presión?
Datos
VTPN = x litros
g de NH3 = 50 gramos
PM = 17 g/mol
Fórmula y desarrollo
g
n = ───
PM
VTPN = n x 22.4 l/mol
50 g
n = ───
17 g/mol
n = 2.94 moles
27
VTPN = 2.94 moles x 22.4 //mol VTPN = 65.88 litros
TPN: Temperatura y presión normales: temperatura 0°C o 273°K; presión 760 mm de Hg o 1 atm.
EJERCICIOS
1.-En los espacios en blanco, escribe la palabra o palabras que completen los siguientes enunciados.
______________________Es la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula.
______________________Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos.
______________________Es el peso molecular expresado en gramos.
______________________Es el promedio de los pesos atómicos de los átomos de un elemento.
______________________ Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de un gas en
condiciones normales de temperatura y presión.
_______________________Es el valor del número de Avogadro.
_______________________Fórmula para calcular el número de moles.
______________________Fórmula para calcular el volumen ocupado por un determinado número de moles.
2.-Determina los pesos moleculares de los siguientes compuestos.
KHSO4
K2CrO4
Pb(NO3)2
NH4OH
A12(SO4)3
3.- Resuelve los siguientes problemas sobre conversiones de unidades químicas.
a) Calcula el número de moles y el número de moléculas contenidas en:
400 gramos de hidróxido de calcio (Ca(OH)2
50 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4)
28
150 gramos de nitrato de sodio (NaNO3)
b) ¿Cuál es la masa en gramos de 1.5 moles de:
Tricloruro de fósforo (PC13)
Tetracloruro de carbono (CC14)
Nitrato de plata (AgNO3)
c) ¿Cuántos litros en condiciones normales de temperatura y presión ocupan:
80 gramos de amoniaco (NH3)
150 gramos de SO2
200 gramos de CO2
d) ¿Cuántos litros en CNTP ocupan 2.5 moles de:
Dióxido de carbono (CO2)
Dióxido de azufre (SO2)
29
Amoniaco (NH3)
2.7 LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA
Estequiometria es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre pesos y
volúmenes de las sustancias participantes.
Las reacciones químicas no se verifican arbitrariamente, sino que están regidas por varios principios,
entre los cuales destacan por su importancia los siguientes:
a) Ley de la conservación de la masa. Lavoisier
b) Ley de las proporciones constantes. Proust
c) Ley de las proporciones múltiples. Dalton
d) Ley de las proporciones recíprocas. Richter-Wenzel
Ley de la conservación de la masa Lavoisier (1774)
Durante los procesos químicos, la cantidad total de masa que interviene permanece constante.
De acuerdo con lo anterior, en toda reacción química la suma de los pesos de las sustancias
reaccionantes es igual a la suma de los pesos de las sustancias resultantes o productos.
Así, aplicando dicha ley para la ecuación
A + B C + D se tiene:
Peso de A + peso de B = peso de C + peso de D.
Teóricamente, esta ley se puede comprobar a partir de una ecuación balanceada, sumando los pesos
moleculares de reactantes y productos.
EJEMPLOS
1.- 2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
2(PM NaOH) + (PM H2SO4) = PM Na2SO4) + 2 (PM H2O)
(2(23 + 16 + 1) + (1 x 2) + 32 + (16 x 4) = (23 x 2) + 32 + (16 x 4) + 2(1 x 2 + 16)
80 + 98 g = 142 g + 36 g
178 = 178 g
2.- 2KI + Pb(NO3)2 Pbl2 + KNO3
2(PM KI) + PM Pb(NO3)2 = PM Pbl2 + 2(PM KNO3)
2(166) + 331 = 461 + 2(101)
OBJETIVO ESPECÍFICO Comprobar la Ley de la conservación de
la masa de Lavoisier.
30
332 g+.331 = 461 +202 g
663 g = 663 g
EJERCICIO
Balancea las siguientes ecuaciones y comprueba la Ley de Lavoisier.
NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 3 H2O
CH4 + O 2 CO 2 + H2O
Zn + HC1 ZnCl2 + H2
Fe2(SO4)3 + BaCl2 BaSO4 + FeCl3
H2 + Cl2 HC1
31
2.8 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES
Ley de las proporciones constantes Proust (1797)
Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una re-
lación constante en peso.
Esta ley se puede ilustrar con el siguiente ejemplo:
2 H2 + O2 H2O
4 g 32 g 36
= 0.125
Estableciendo una relación entre los pesos reaccionantes de hidrógeno y oxígeno se obtiene el
siguiente ejemplo:
gramos de H2 4g
=
gramos O2 32g
Este factor, llamado gravimétrico, es una constante y por lo tanto puede utilizarse para calcular el
peso de oxígeno que se combina con un peso dado de hidrógeno, o viceversa, al formarse agua.
Por ejemplo, el peso de oxígeno combinado con un gramo de hidrógeno en el agua se determina en la
siguiente forma:
1 g de H
= 0.125 de donde:
x g de O
1 X = = 8 g de O
0.125
Utilizando el mismo procedimiento se obtiene que una mol de agua (18 g) siempre está constituida
por 2 g de hidrógeno y 16 g de oxígeno.
De lo anterior se concluye que la composición de un compuesto puro es constante,
independientemente del proceso de su formación.
EJERCICIO
Determina el factor gravimétrico.
2Na + Cl2 2NaCl
2HC1 H2 + Cl2
OBJETIVO ESPECÍFICO
Conocer y aplicar correctamente la Ley de Proust.
32
2.9 COMPOSICION CENTESIMAL DE UN COMPUESTO
Se acostumbra expresar la composición de un compuesto en porcentaje (%), esto es, indicando el
número de gramos de cada elemento presentes en 100 gramos del compuesto.
Esta relación, que puede obtenerse a partir de la fórmula condensada del compuesto o bien a partir de
la composición del mismo, determinada por experimentación, se llama composición centesimal.
Las fórmulas para determinar el porcentaje de un elemento en un compuesto son:
Peso atómico del elemento x índice
a) % de x = x 100
Peso molecular
Peso del elemento
b ) % d e x = x 100
Peso del compuesto
La primera fórmula se utiliza si se conoce la fórmula del compuesto, y la segunda si se cuenta con datos
experimentales.
EJEMPLOS
1.- ¿Cuál es la composición centesimal del agua?
Datos
PA de H = 1 PA de O = 16 PM del H2O = 18 % de H = x % de O = x
Fórmula y desarrollo
PAH x 2
%H = x 100
PM H2O
PAde O
%0 = x 100
PM H2O
1 x 2
%H = x 100 %H = 11.11
18
OBJETIVO ESPECÍFICO Determinar la composición centesimal de un
compuesto.
33
16
%O = x 100 %O = 88.89
18
%H + %O = 100.00%
2.-En un experimento se calentaron 1.44 g de cobre y se formaron 1.80 g de sulfuro. ¿Cuál es la composición
centesimal del compuesto?
Datos
Peso de Cu = 1.44 g Peso de CuS = 1.80 g Peso de S = 0.36 g
% de Cu = x % de S = x
Fórmula y desarrollo
Peso de Cu
% de Cu = x 100
Peso de CuS
Peso de S
% de S = x 100
Peso de CuS
1.44
% de Cu = x 100 %de Cu = 80
1.80
0.36
% de S = x 100 %de S = 20
1.80
%Cu + % S = 100.00 %
3. Determina el porcentaje de los elementos de Al(OH)3
Datos
Al = 1 x 27 = 27 O = 3 x 16 = 48
3
H = 3 x 1 =
78
Fórmula y desarrollo
PA x índice
% Al = x 100
PM
PA x índice
% O = x 100
PM
34
PA x índice
% H = x 100
P
27 x 1
% Al = x 100 = 34.61%
78
16 x 3
% O = x 100 = 61.53%
78
1 x 3
%H = x 100 = 3.84%
78
99.98%
Si se conoce el porcentaje de un elemento en un compuesto, es posible calcular la cantidad de dicho
elemento en una determinada cantidad del compuesto, como se ilustra en el siguiente ejemplo:
4. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtendrán de 250 g de una sustancia que contiene 81.8% de
oxígeno?
g del compuesto = 250 = 100% g de oxígeno = x % de O = 81.8
250 g 100%
X 81.8%
250 x 81.8
X= = 204.5 g de oxígeno
100
EJERCICIO
1. Determina la composición centesimal de las siguientes sustancias:
A12(SO4)3
H3PO4
Ca(CN)2
NH4NO3
Ca(OH)2
35
2.10 CÁLCULO DE PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS
Las ecuaciones químicas son expresiones de la Ley de la conservación de la masa. Utilizando
unidades químicas, es posible establecer relaciones entre masa, moles y volúmenes de las sustancias que
participan en una reacción.
Para la resolución de estos problemas estequiométricos se procede de la siguiente forma:
Escribir la ecuación química del proceso.
Aplicar la Ley de Lavoisier, es decir, balancear la ecuación.
Expresar los pesos moleculares, moles o volúmenes de las sustancias que interesan, de acuerdo con
el planteamiento del problema.
Establecer la proporción y despejar la incógnita.
EJEMPLOS
1.-¿Cuántos gramos de cloruro de plata se formarán al hacer reaccionar una solución que contiene 5
g de cloruro de sodio con la cantidad necesaria de nitrato argéntico, según la siguiente ecuación
balanceada?
PA C1 35.5 Na 23 Ag 108 NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl
58.5 g 143.5 g
5 x
=
58.5 143.5
12.26 g de AgCl
2-¿Cuántos gramos de sulfato de sodio se obtendrán a partir de 150 gramos de hidróxido de
sodio de acuerdo con la siguiente ecuación?
150 g x g
2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
2 x 40 1 x 142
80 142
150 x 142
X = = 266.25 g de Na2SO4
80
OBJETIVO ESPECÍFICO
Comprender y poder resolver problemas estequiométricos.
36
3.-El gas propano C3H8 en presencia de oxígeno reacciona para dar CO2 y H2O. ¿Cuántos moles de
CO2 se forman cuando se queman 110 g de propano en presencia del aire?
110 g x mol
C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O
44 g 3 mol
110 x
=
44 3 mol
110 x3
X= x = 7.5 mol de CO2
44
4.- ¿Cuántos litros de amoniaco se obtienen a partir de 20 g de nitrógeno, según la siguiente
ecuación?
20 g x l
N2 + 3H2 2NH3
28 g 2 mol x 22.4 l/mol
44.8 l
20 g x
=
28 g 44.81
20 x 44.8
x = = 32l de NH3
28
5.- ¿Cuántos gramos de FeS se necesitan para producir 350 g de H2S, según la siguiente ecuación?
X g 350 g
FeS + 2HC1 H2S + FeCl2
88 g 34 g
x 350 g
=
88 g 34 g
350 x 88
x = = 905.88 g de FeS
34
6.- ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para formar 0.80 moles de Cl2, según la siguiente ecuación?
x mol 0.80 mol
4HC1 + O2 2H20 + 2C12
1 mol 2 mol
37
x 0.80 mol
=
1 mol 2 mol
0.80 x 1
x = = 0.4 mol de O2
2
7.-¿Cuántos gramos de sulfuro de fierro II pueden obtenerse al hacer reaccionar 10 g de azufre con
fierro, según la siguiente ecuación?
10g xg
Fe + S FeS
10 x 10 x 88
= x = x= 27.5 g
32 88 32
Eficiencia o rendimiento es el porcentaje de conversión de los reactantes en productos, ya que no todas las
reacciones se llevan a cabo al 100%.
EJEMPLO
1. El zinc reacciona con el HC1 para producir ZnCl2 e hidrógeno; si se mezclan 5 gramos de zinc con
HC1, ¿cuál es el peso real de ZnCl2 producido, si la reacción se efectúa con un rendimiento de 80%?
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
5g x 5 x 270
= x = = 10.38 g de ZnCl2
130 270 130
Esto es si fuera al 100%
Para determinar el 80% de rendimiento, lo hacemos mediante una regla de tres simple.
10.38 100%
x 80%
10.38 x 80
X = = 8.3 gramos de ZnCl2
100
EJERCICIO Resuelve los siguientes problemas estequiométricos:
a) ¿Cuántas moles de dióxido de carbono (CO2) se formarán al oxidar 250 g de carbono (C), según la
siguiente ecuación?
C + O2 CO2
38
b) ¿Cuántas moles de óxido de aluminio (A12O3) podrán obtenerse a partir de 150 g de aluminio
(Al), según la siguiente ecuación?
Al + O2 A12O3
c) ¿Cuántos gramos de clorato de potasio (KC1O3) se deben calentar para obtener 50g de oxígeno,
según la siguiente ecuación?
KClO3 KC1 + O2
d) ¿Cuántos litros de amoniaco (NH3) se obtendrán al combinarse 25 litros de nitrógeno con
hidrógeno, según la siguiente ecuación?
N2 + H2 NH3
e) Si se combinan 25 gramos de magnesio con ácido clorhídrico (HC1), ¿cuál es el peso real de
MgCl2 si la reacción se efectúa con un rendimiento de 75%, según la siguiente ecuación?
Mg + HCI MgCl2 + H2