4 formas de ajustar reacciones químicas

       Existen diferentes formas de ajustar o balancear una reacción química según la complejidad o tipo de reacción que tengamos.

         La finalidad del ajuste es conseguir que a cada lado de la flecha exista el mismo número de átomos de cada tipo. Para ello no se pueden modificar las moléculas solo la cantidad de estas, es decir, solo podemos modificar los coeficientes estequiométricos.

1. Primera forma: por tanteo.

Se utiliza para reacciones sencillas y es adecuado para 2º y 3º de ESO.

MnO₂ + HCl  →  MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

"En esta reacción se combinan óxido de manganeso (IV) y ácido clorhídrico para dar cloruro de manganeso (II), cloro molecular y agua".

Procedimiento: 

Se va comparando de izquierda a derecha átomo por átomo el número que hay de estos a cada lado de la flecha.

En el ejemplo se comienza por el Mn: vemos que a la izquierda hay 1 átomo de Mn y a la derecha hay también 1 átomo, está ajustado.

Después miramos el O: vemos que a la izquierda hay dos átomos de O y a la derecha solo hay 1 por tanto debemos poner un 2 en la molécula de agua:

MnO₂ + HCl  →  MnCl₂ + Cl₂ +  2H₂O

Seguimos con el H: a la izquierda hay 1 solo átomo mientras que a la derecha hay 2x2=4 átomos; por lo tanto debemos colocar un 4 en el ácido clorhídrico:

MnO₂ +  4HCl  →  MnCl₂ + Cl₂ +  2H₂O

Finalmente el Cl: como hemos puesto 4 moléculas de ácido clorhídrico hay 4 átomos de Cl a la izquierda, a la derecha hay 2 átomos de la molécula de cloruro de manganeso y 2 átomos más de la molécula de cloro, 4 en total, con lo que está ajustado y no tenemos que poner nada más.

La reacción ajustada queda así:

MnO₂ +  4HCl  →  MnCl₂ + Cl₂ +  2H₂O

2. Segunda forma: método aritmético.

Se usa a partir de 4º de ESO pues es necesario tener conocimientos de resolución de ecuaciones. Se usa para reacciones químicas más complejas.

C₆H₁₂O₆ + O₂ →  CO₂ + H₂O

"La glucosa reacciona con el oxígeno molecular para dar dióxido de carbono y agua".

Procedimiento:

Para realizar el ajuste según este método primero se asignan letras a cada coeficiente estequiométrico: 

a C₆H₁₂O₆ + b O₂ →  c CO₂ + d H₂O

Después usando estos coeficientes se hacen ecuaciones para cada tipo de átomo y la cantidad que hay en cada molécula, de esta forma: la cantidad de átomos por el coeficiente que hay a la izquierda (reactivos) se iguala a la cantidad que hay en la derecha (productos)  y ya tenemos una ecuación.

C: 6a = c

H: 12a = 2d

O: 6a + 2b = 2c + d

Para resolver el sistema de ecuaciones se asigna un valor a alguna incógnita, por ejemplo: a=1

Tras resolverlo las incógnitas quedan así:

a=1

c=6

d=6

b= 6

Con lo que la ecuación ajustada queda:

 C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ →  6 CO₂ + 6 H₂O

3. Tercera forma: método del ion-electrón en medio ácido.

Este método se usa a partir de 2º de bachillerato para reacciones de oxidación-reducción.

KNO₂  +  H₂SO₄ +  KMnO₄→  KNO₃ + K₂SO₄ + MnSO₄

"El nitrito de potasio reacciona con ácido sulfúrico (medio ácido) y permanganato de potasio para dar nitrato de potasio, sulfato de potasio y sulfato de manganeso (II)".

Procedimiento:

1º. Identificar con qué número de oxidación se encuentra cada átomo de cada compuesto en los reactivos y productos, con el fin de averiguar qué elementos cambian su número de oxidación.

	Reactivos	Productos
K	+1, +1	+1, +1
N	+3	+5
O	-2, -2, -2	-2, -2, -2
H	+1	+1
S	+6	+6
Mn	+7	+2

Observamos que el N y el Mn son los que cambian sus número de oxidación.

2º. Lo siguiente es ver que cuál de ellos se oxídará y cual se reducirá.

Se oxida el N pues pierde electrones en la reacción.

Se reduce el Mn pues gana electrones en la reacción.

3º. Se escriben las semirreacciones de oxidación y reducción, para ello hay que dividir los compuestos implicados en la oxidación y reducción en iones:

Oxidación:     NO₂^-    →    NO₃^- 
Reducción:   MnO₄^-    →    Mn⁺²

4º. A continuación se ajustan estas semirreacciones añadiendo moléculas de agua para compensar el oxígeno y protones por estar en medio ácido, para compensar los hidrógenos del agua y finalmente se compensan las cargas con electrones.

Oxidación: NO₂^-  +   H₂O   →    NO₃^- + 2 H⁺  +  2e^-

Reducción:   MnO₄^-   + 8 H⁺  +  5e^-→    Mn⁺²  + 4 H₂O

5º. Estas dos semirreacciones ocurren simultáneamente con lo que el número de electrones que se transfieren debe ser el mismo en las dos. Para conseguir esto se multiplica cada semirreacción por el número de electrones que se transfiere en la otra.

6º. Después se suman las dos semirreacciones de manera que los electrones se contrarrestan puesto que quedan 10 en cada lado:

Oxidación:   [  NO₂^-  +   H₂O   →    NO₃^-  +  2 H⁺  +  2e^-  ] x 5

Reducción:  [ MnO₄^-   + 8 H⁺  +  5e^-→    Mn⁺²  + 4 H₂O ] x 2
_______________________________________________________________________

5 NO₂^-  +   5 H₂O +  2 MnO₄^-   + 16 H⁺ →   5 NO₃^-  +  10 H⁺  +  2 Mn⁺²  + 8 H₂O 

7º. Ahora debemos simplificar las moléculas de agua y los protones a cada lado de la reacción y ya tenemos la reacción iónica ajustada:

5 NO₂^-  +  2 MnO₄^-   + 6 H⁺ →   5 NO₃^-   +  2 Mn⁺²  + 3 H₂O 

8º. El último paso es pasar a la reacción ajustada, para ello hay que tener en cuenta que los protones son los que tendrán las sustancias ácidas, añadir el agua y ajustar por tanteo alguna sustancia que no esté ajustada si fuese necesario:

5 KNO₂  + 3 H₂SO₄ + 2 KMnO₄ → 5  KNO₃ + K₂SO₄ + 2 MnSO₄ + 3 H₂O

4. Cuarta forma: método del ion-electrón en medio básico.

Este método se usa también a partir de 2º de bachillerato para reacciones de oxidación-reducción, es muy similar al anterior, la diferencia se encuentra a la hora de ajustar las semirreacciones (4º paso).

MnO₂  +  KOH +  KClO₃→  KMnO₄ + KCl + H₂O

"El óxido de manganeso (VI) reacciona con hidróxido de potasio y clorato de potasio  para dar permanganato potásico, cloruro de potasio y agua".

Procedimiento:

1º. Identificar con qué número de oxidación se encuentra cada átomo de cada compuesto en los reactivos y productos, con el fin de averiguar qué elementos cambian su número de oxidación.

	Reactivos	Productos
Mn	+4	+7
O	-2, -2, -2	-2, -2, -2
K	+1, +1	+1, +1
H	+1	+1
Cl	+5	-1

Observamos que el Mn y el Cl son los que cambian sus número de oxidación.

2º. Lo siguiente es ver que cuál de ellos se oxidará y cual se reducirá.

Se oxida el Mn pues pierde electrones en la reacción.

Se reduce el Cl pues gana electrones en la reacción.

3º. Se escriben las semirreacciones de oxidación y reducción, para ello hay que dividir los compuestos implicados en la oxidación y reducción en iones:

Oxidación:      MnO₂  →   MnO₄^- 
Reducción:       ClO₃^-   →    Cl^-       

4º. A continuación se ajustan estas semirreacciones añadiendo la cantidad de moléculas de agua necesarias para compensar el oxígeno en el lado donde hay exceso de oxígeno e iones hidroxilo suficientes para compensar los hidrógenos del agua pues estamos en medio básico y finalmente se compensan las cargas con electrones:

Oxidación:       MnO₂    +  4 OH^-     →   MnO₄^-  +   2 H₂O  +  3 e^-

Reducción:      ClO₃^-  + 3 H₂O   +  6 e^-  →    Cl^-    +  6 OH^-           

5º. Estas dos semirreacciones ocurren simultáneamente con lo que el número de electrones que se transfieren debe ser el mismo en las dos. Para conseguir esto se multiplica la primera semirreacción por 2, de manera que los electrones que se transfieren son 6.

6º. Después se suman las dos semirreacciones de manera que los electrones se contrarrestan puesto que quedan 6 en cada lado:

Oxidación:      [  MnO₂   +  4 OH^-     →   MnO₄^-  +   2 H₂O  +  3 e^-  ] x 2

Reducción:         ClO₃^-  + 3 H₂O   +  6 e^-  →    Cl^-    +  6 OH^-          

_______________________________________________________________________

2 MnO₂   +  8 OH^-  +   ClO₃^-  + 3 H₂O  →  2 MnO₄^-  +   4 H₂O  +   Cl^-    +  6 OH^-

7º. Ahora debemos simplificar las moléculas de agua y los hidroxilos a cada lado de la reacción y ya tenemos la reacción iónica ajustada:

2 Mn⁺⁴   +  2 OH^-  +   ClO₃^-   →  2 MnO₄^-  +   H₂O  +   Cl^-    

8º. El último paso es pasar a la reacción ajustada, para ello hay que tener en cuenta que los hidroxilos son los que tendrán las sustancias básicas:

2 MnO₂  +  2 KOH +  KClO₃→  2 KMnO₄ + KCl + H₂O

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Ver: De la regla de tres a los factores de conversión.

¿Cómo distinguir número atómico de número másico?

Empieza visualizando este vídeo:




Comprueba que lo has entendido haciendo el siguiente ejercicio:

Ejercicio: Número atómico y número másico.

Ir a: TODOS LOS TEMAS (3ºESO)

¿Cuál es el metal que se derrite en tu mano?

Los metales tienen puntos de fusión variable.

Por un lado tenemos el wolframio de símbolo W (al que la IUPAC recomienda llamar tungsteno). Es el metal con el punto de fusión más alto de todos, 3.395 ºC. Y por ello su uso industrial para piezas que tengan que soportar mucho calentamiento.

Y por otro lado el mercurio Hg cuyo punto de fusión es de -39 ºC, y por eso a temperatura ambiente lo encontramos líquido. Antes su uso en termómetros estaba muy extendido pero se dejó de usar por la gran toxicidad que supone por vía respiratoria. Como todo líquido parte de él se evapora y provoca envenenamiento al ser respirado.

Otros puntos de fusión son los siguientes:

METAL	SÍMBOLO	PUNTO DE FUSIÓN (ºC)
Estaño	Sn	232
Plomo	Pb	327
Cinc	Zn	420
Aluminio	Al	660
Plata	Ag	962
Cobre	Cu	1085
Hierro	Fe	1538
Níquel	Ni	1455

Pero ¿cuál es el metal que se derrite en tu mano?

Añadir leyenda

El metal de la imagen es el galio de símbolo Ga, se derrite con el calor de la mano porque su punto de fusión está en torno a 30 ºC y el cuerpo humano tiene una temperatura media de 36 ºC. 

De todos los metales este es el caso más curioso. En algunos lugares podemos encontrarlo a temperatura ambiente en diferentes estados, sólido o líquido dependiendo de la estación.

Más curiosidades de la química.

Valencias y números de oxidación.

Formulación y nomenclatura inorgánica.

¿Qué diferencia hay entre órbita y orbital?

Aunque suene parecido no es lo mismo órbita que orbital.

En química se intenta describir al átomo usando estos dos términos tan parecidos pero tan diferentes.

En educación es muy frecuente encontrar alumnos que no solo no saben distinguir una órbita de un orbital, sino que creen que se trata de la misma cosa y ese es un error que hay que detectar y corregir.

Actualmente es indiscutible que el átomo se divide en un núcleo positivo y en una corteza de mayor tamaño donde se encuentran los electrones de carga negativa.

Imagen 1.Modelo atómico de Rutherdford.

Pero el movimiento de estos electrones no siempre se ha descrito de igual forma. En el modelo de Rutherdford y en el de su discípulo Bohr se describe el movimiento de los electrones como órbitas alrededor del núcleo (Imagen 1).

Estos modelos son comparables con el sistema solar donde el núcleo sería el Sol y los electrones los planetas que giran alrededor. Estas órbitas son movimientos definidos.

Sin embargo, posteriormente se habló de orbitales, pues se descubrió que los electrones no se encontraban en localizaciones fijas moviéndose en una trayectoria circular plana, sino que se habla de un espacio tridimensional y de la probabilidad de localizar al electrón en él.

Por tanto, los orbitales son zonas de máxima probabilidad de encontrar al electrón y existen diversas formas y tipos de orbitales atómicos (Imagen 2). 

Imagen 2. Orbitales atómicos.

En conclusión y de forma resumida podemos decir que la diferencia fundamental es que la órbita describe una trayectoria, mientras que el orbital describe una región espacial. Y la única semejanza es que ambos tratan de explicar la localización de los electrones en el átomo.

“Esta entrada participa en la LXII edición del Carnaval de Química, alojada en el blog ‘Huele a Química‘ de @hueleaquimica”

¿Sabes cuál es el metal que se derrite en tu mano?

Curiosidades sobre los nombres de los elementos.

De la regla de tres a los factores de conversion.

Química- OPCIÓN B.2016- Examen de selectividad-Septiembre . Andalucía.

                                                                          OPCIÓN B

1.- Formule o nombre los siguientes compuestos:

    a) Hidruro de estaño (IV): SnH4
    
    b) Ácido carbónico: H2CO3
    
    c) Ácido-3-cloropropanoico:ClCH2CH2COOH

    d) SrI2: diyoduro de estroncio

    e) CoPO4: fosfato de cobalto (III)

    f) (CH3)2CHCONH2: metilpropanamida

2.- Tenemos en un recipiente 100g de metionina (C5H11NO2S) y en otro recipiente 100 g de arginina (C6H14N4O2). Calcule cuál tiene mayor número de:

a) Moles

b) Masa de nitrógeno

c) Átomos

3.- Dadas las moléculas BF3 y PF3 :

a) Represente sus estructuras de Lewis.

b) Prediga razonadamente la geometría de cada una de ellas según TRPECV.

c) Determine, razonadamente, si estas moléculas son polares.

4.- La constante de acidez del ácido hipocloroso es Ka = 3·10^-8

a) Escriba la reacción química del agua con el ácido hipocloroso y la expresión de su constante de acidez.

b) Escriba la reacción química del agua con la base conjugada del ácido hipocloroso y la expresión de su constante de basicidad.

c) Calcule la constante de basicidad de la base anterior.

5.- A 25ºC, el producto de solubilidad del Cd(OH)2 es 2,5·10^-14

a) ¿Cuántos gramos de Cd(OH)2 pueden disolverse en 1,5 litros de agua, a esa temperatura?

b) ¿Cuál será el pH de la disolución resultante?
Datos: Masas atómicas Cd=112,4; H=1; O=16

6.- a) El cinc metálico puede reaccionar en medio ácido oxidándose a Zn²⁺, según la siguiente reacción redox espontánea: 

¿Qué volumen de hidrógeno, medido a 700 mmHg y 77ºC, se desprenderá si se disuelve completamente 0,5 moles de cinc?

b) Al realizar la electrólisis de una disolución de una sal de Zn²⁺ aplicando durante 2 horas una intensidad de 1,5 A, se depositan en el cátodo 3,66 g de metal. Calcule la masa atómica del cinc.
Datos: F=96500C; R=0,082 atm*L/K* mol

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Curiosidades de la química

Química- OPCIÓN A.2016- Examen de selectividad-Septiembre . Andalucía.

OPCIÓN A

1. Formule o nombre los siguientes compuestos:

a) Óxido de platino (II): PtO

b) Sulfito de cadmio: CdSO3

c) Ciclopenteno:

d) (NH4)2S: Sulfuro de amonio

e) Cr(OH)3: Hidróxido de cromo (III)

f) CH2C(CH3)2CH2CH3: 2,2-dimetilbutano

2. Sean los elementos X e Y de número atómico 38 y  35, respectivamente:

a) Escriba sus configuraciones electrónicas:

X(Z=38): 1s² 2s² 2p⁶  3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s²

Y(Z=35): 1s² 2s² 2p⁶  3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵

 b) Razone cuales serán sus iones más estables:

Los iones más estables serán los que tengan configuración de gas noble o capa completa. En el primer caso quitando dos electrones, X⁺² y en el segundo añadiendo un electrón, Y^1-.

c) Justifique cual de estos dos iones tiene mayor radio.

Ambos iones tienen 36 electrones en total, en el caso del catión habrá mayor número de cargas positivas en el núcleo, por lo que la atracción de los electrones será mayor que en el caso del anión que tendrá menor carga positiva en el núcleo que negativa en la corteza por lo que el resultado es que el radio atómico del anión será mayor.

3. La síntesis industrial del metanol se rige por el siguiente equilibrio homogéneo:

CO (g) + 2 H2 (g) ⇌  CH3OH (g)    ΔH=-112,86KJ

A 300ºC, Kp=9,28·10^-3-Responda verdadero o falso, de forma razonada:

a) El valor de Kc será mayor que el de Kp.

Para averiguarlo es necesario calcular la Kc, para ello usaremos la fórmula:

Kp= Kc (RT)∆n

De aquí se obtiene que el valor de Kc=20,63.

Por lo que la afirmación es verdadera.

b) Aumentando la presión se obtendrá mayor rendimiento en el proceso de síntesis.

El proceso de síntesis es el que ocurre hacía la derecha.Según Le Chatelier la afirmación es verdadera pues tenemos menor número de moles gaseosos en la derecha por lo que un aumento de presión favorecerá que el equilibrio se desplace a la derecha aumentando la concentración de metanol.

c)Una disminución de la temperatura supondrá un aumento de las constantes de equilibrio.

Según Le Chatelier la afirmación es verdadera, pues al ser un proceso exotérmico una disminución de la temperatura favorecerá el desplazamiento del equilibrio a la derecha, lo que supondrá un aumento de la Kc y Kp.

4. De los siguientes compuestos 

CH3CHClCH2OH, ClCH2CH2CH2OH,  ClCH2CH2COCH3.

a) Justifique que compuesto puede presentar isomería óptica.

El primer compuesto puede presentar isomería optica pues su segundo carbono es quiral o asimétrico, lo que da lugar a dos isómeros ópticos L y D.

b) Indique que compuestos son isómeros de posición:

El primero y el segundo, pues presentan el grupo funcional cloro en diferente posición. El primero es 2-cloropropan-1-ol y el segundo es 3-cloropropan-1-ol.

c) Indique que compuesto es isómero funcional de ClCH2CH2CH2CHO.

El tercer compuesto es isómero funcional del indicado, pues aunque tienen el mismo número de átomos el grupo funcional es diferente, el tercero es una cetona y el propuesto en el apartado es un aldehído.

5. a) Calcule el calor de formación del metano a presión constante, en condiciones estándar y a 25ºC, a partir de los siguientes datos:

C(s) + O2 (g) → CO2 (g)               ΔHº= -393,5 KJ/mol

                               H2(g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l)            ΔHº= -285,8 KJ/mol
                             CH4(g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + O2 (g)     ΔHº= -890,4 KJ/mol

Para resolver este problema utilizaremos la ley de Hess, ya que calcularemos el calor de una reacción a partir de los calores de otras reacciones relacionadas.

La reacción buscada es la de formación de metano:    C(s) +2 H2(g) → CH4(g)

Para llegar a la reacción que buscamos debemos sumar la primera reacción, dos veces la segunda y la inversa de la tercera:

ΔHº formación de metano = -393,5 +(2 x -285,8) + (-1)-890,4 = -74,7 KJ/mol

b) Calcule el calor producido cuando se queman 10 m3 de metano medidos a 1 atm de presión y 25ºC.

Se trata de la tercera reacción del apartado anterior. El dato de entalpía que se da es para 1 mol, por lo que hay que calcular los moles que tenemos en 10 m3 aplicando la ecuación de los gases ideales.

P · V = n R T

1 x 10·10³ = n x 0,082 x (25+275)

n= 409,23 moles

Para 1 mol ΔHº es -890,4 KJ, por tanto se multiplica por el número de moles:

ΔHº= -890,4 x 409,23 = 36,44·10⁴ KJ

6. a) Calcule los gramos de ácido cloroso, HClO2 (Ka=0,011) que se necesitan para preparar 100ml de disolución de pH=2.

Sabiendo el pH podemos calcular la concentración de ion oxonio que tendremos en la disolución en el equilibrio.

pH=2; pH = - log [H₃O⁺];  10^-2=[H₃O⁺]

Ka=x²/Ci-x

Conocemos Ka y también x por lo que despejamos la concentración inicial Ci.

Ci = 0,019 M

Solo hay que calcular los gramos que habrá en 100ml:

b) Calcule el grado de disociación del ácido cloroso en la disolución.

Sabiendo que el grado de disociación es igual a la concentración en el equilibrio entre la concentración inicial nos queda que:

α=x/Ci ;   α=0,53

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