BALANCEO

Balanceo de ecuaciones químicas
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción.
A + B C + D
Reactivos Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.
Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo
El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en
H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
H2O + N2O5 NHO3
Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N2O5 2 NHO3
Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
Otros ejemplos
HCl + Zn ZnCl2 H2
2HCl + Zn ZnCl2 H2
KClO3 KCl + O2
2 KClO3 2KCl + 3O2
Balanceo de ecuaciones por el método de Redox ( Oxidoreduccion )
En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)
Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos
1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.
Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:
En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos
El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1
El Oxigeno casi siempre trabaja con -2
Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0
2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3
3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2
4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0
Fierro se oxida en 3 x 1 = 3
Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4
5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa
4Fe + 3O2 2Fe2O3
Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo
Otros ejemplos
KClO3 KCl + O2
+1 +5 -2 +1 -1 0
KClO3 KCl + O2
Cl reduce en 6 x 1 = 6
O Oxida en 2 x 1 = 2
2KClO3 2KCl + 6O2
Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2
0 +1 +5 -2 +4 -2 +2 -2 +2 +5 -2
Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2
Cu oxida en 2 x 1 = 2
N reduce en 1 x 1 = 1
Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2
Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2
Balanceo de ecuaciones por el método algebraico
Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos
1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:
Fe + O2 Fe2O3
A B C
2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica
Para el Fierro A = 2C
Para el Oxigeno 2B = 3C
3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C
Por lo tanto si C = 2
Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:
2B = 3C
2B = 3(2)
B = 6/2
B = 3
Los resultados obtenidos por este método algebraico son
A = 4
B = 3
C = 2
Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación
4Fe + 3O2 2 Fe2O3
Otros ejemplos
HCl + KmNO4 KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
A B C D E F
A = 2E
Cl) A = C + 2D + 2F
B = C
Mn) B = D
O) 4B = E
Si B = 2
4B = E
4(2) = E
E = 8
B = C
C = 2
B = D
D = 2
A = 2E
A = 2 (8)
A = 16
A = C + 2D + 2F
16 = 2 + 2(2) + 2F
F = 10/2
F = 5
16HCl + 2KmNO4 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

REACCIONES QUIMICAS

Reacciones Químicas
Los enlaces en color anaranjado lo llevan a las páginas en Inglés, que aún no han sido traducidas al Español.

¿Hará esto una reacción química?Haga click en la imagen para una vista completa (25K JPG)Original de Windows
Vierte líquido azul dentro de un líquido rojo y después de muchas burbujas y espuma, la mezcla se torna amarilla. ¿Qué sucedió?, ¿Fue magia?. No, es sólo una ¡reacción química!
No todas las moléculas reaccionarán unas contra otras. Por ejemplo, si los líquidos sólo fueran agua con un poquito de colorante azul, o rojo, no habría reacción cuando se mezcla uno con otro, no habrían burbújas o espuma. Sencillamente, los dos líquidos se mezclarían uno con el otro, y se tornaría color morado (porque el color rojo y el color azul combinados dan orígen al color morado).
El burbujeo y el color amarillo son signos de que los dos líquidos no sólo se mezclaron, ¡ellos reaccionaron!. El burbujeo significa que algunas moléculas fueron liberadas en forma de gas. El color amarillo significa que los líquidos ya no se encuentran presentes. El líquido resultante es algo nuevo, hecho de los componentes químicos originales.
No todas las reacciones darán origen a burbujas y a espuma, y no todas resultan en color amarillo. En general, una reacción química sucede cuando las moléculas interactúan y provocan un cambio químico. Este cambio químico significa que las moléculas que interactúan ya no están presentes, se hayan ahora combinadas de diferente manera, para crear algo nuevo. Las reacciones químicas pueden sucederse a través de moléculas complejas, o a través de átomos. Los materiales originales se llaman reactores, y los materiales que se obtienen después de la reacción se llaman productos.
He aquí algunos ejemplos de reacciones químicas, que es posible que haya visto anteriormente: Clavos Oxidados: Una reacción química entre el hierro con el acero, y el oxígeno de la atmósfera, provocan la oxidación.Película Fotográfica: Existe una reacción química en la película fotográfica cada vez que es iluminada. Baterías: Una reacción química de las baterías produce electrones (conocidas como reacciones electroquímicas). Barras de Luz de Halloween: Una reacción química estimula a los átomos. y hace que la barra brille. Volcán hecho en Casa: Cuando se combina bicarbonato con vinagre, hace erupción como el gas liberado de bióxido de carbono. (¡Si lleva a cabo este experimento, prepárese para limpiar después de hacerlo!) Fizz Fizz: Si hecha una tableta de Alka-Seltzer en un vaso de agua, hay una reacción química de burbujeo. Una vieja ensalada de frutas: Abre una fruta y verás como pronto se pone negra, porque reacciona al oxígeno que hay en el aire.

SOLUCIONES

Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.
La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.
Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :
1.
Su composición química es variable.
2.
Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.
3.
Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.
PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES
SOLUCIÓN
DISOLVENTE
SOLUTO
EJEMPLOS
Gaseosa
Gas
Gas
Aire
Liquida
Liquido
Liquido
Alcohol en agua
Liquida
Liquido
Gas
O2 en H2O
Liquida
Liquido
Sólido
NaCl en H2O
SOLUBILIDAD
La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.
Factores que afectan la solubilidad:
Los factores que afectan la solubilidad son:
a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).
b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución
c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional
MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES
La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:
a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.
Xsto + Xste = 1
e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.
EJEMPLO:* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1M?
Previamente sabemos que:
El peso molecular de AgNO3 es:
170 g
=
masa de 1 mol AgNO3
y que
100 de H20 cm3
equivalen
a
100 ml. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1M hay 1 mol de AgNO3 por cada Litro (1000 ml ) de H2O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:
Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 M
f) Molalidad (m): Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m)
EJEMPLO:* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1m?
Previamente sabemos que:
El peso molecular de AgNO3 es:
170 g
=
masa de 1 mol AgNO3
y que
100 de H20 cm3
equivalen
a
100 gr. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1m hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:
Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO3 es la misma
g) Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.
EJEMPLO:* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1N?
Previamente sabemos que:
El peso molecular de AgNO3 es:
170 g
=
masa de 1 mol AgNO3
y que
100 de H20 cm3
equivalen
a
100 gr. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1N hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:
Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:
El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto por su carga total positiva o negativa.
h) Formalidad (F): Es el cociente entre el número de pesos fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular. La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular definido, ejemplo: en los sólidos iónicos.
SOLUCIONES DE ELECTROLITOS
Electrolitos:
Son sustancias que confieren a una solución la capacidad de conducir la corriente eléctrica. Las sustancias buenas conductoras de la electricidad se llaman electrolitos fuertes y las que conducen la electricidad en mínima cantidad son electrolitos débiles.
Electrolisis:
Son las transformaciones químicas que producen la corriente eléctrica a su paso por las soluciones de electrolitos.
Al pasar la corriente eléctrica, las sales, los ácidos y las bases se ionizan.
EJEMPLOS:
NaCl
→
Na+
+
Cl-
CaSO4
→
Ca+2
+
SO4-2
HCl
→
H+
+
Cl-
AgNO3
→
Ag+
+
NO3-
NaOH
→
Na+
+
OH-
Los iones positivos van al polo negativo o cátodo y los negativos al polo positivo o ánodo.
PRODUCTO IÓNICO DEL H2O
El H2O es un electrolito débil. Se disocia así:
H2O
H +
+
OH-
La constante de equilibrio para la disociación del H2O es :
El símbolo [ ] indica la concentración molar
Keq [H2O]
=
[H + ]
+
[OH-].
La concentración del agua sin disociar es elevada y se puede considerar constante.
Valor del producto iónico del H2O( 10-14 moles/litro).
En el agua pura el número de iones H+ y OH- es igual. Experimentalmente se ha demostrado que un litro de agua contiene una diez millonésima del numero H+ e igual de OH-; esto se expresa como 10-7 por tanto, la concentración molar de H+ se expresa asi
[H + ]= 10-7 moles/litro y [OH-] = 10-7; entonces; [H2O] = 10-7 moles / litro [H2O] = 10-14 moles/litro.
Si se conoce la concentración de uno de los iones del H2O se puede calcular la del otro.
EJEMPLO:
Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración del H+ sea de 1 x 104 moles / litro, podemos determinar la concentración de los iones OH-; la presencia del ácido no modifica el producto iónico de H2O:
[H2O]
=
[H + ]
[OH-] =
10-14 de donde
Si se añade una base (NaOH) al H2O hasta que la concentración de iones OH- sea 0.00001 moles/ litro ( 1 X 10-5); se puede calcular la concentración de iones H+.
[H2O]
=
[H + ]
[OH-] =
10-14 de donde;
[H + ]10-5
=
10-14; entonces;


POTENCIAL DE HIDROGENACIÓN O pH
El pH de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo de la concentración de iones H+ expresado en moles por litro
Escala de pH;
El pOH es igual al logaritmo negativo de la concentración molar de iones OH. Calcular el pH del agua pura
Log 1.0 x 107
Log 1.0
+
log 107
=
0 + 7 = 7
el pH del agua es 7
EJEMPLO:
Cuál es el pH de una solución de 0.0020 M de HCl?
Log 5 + log 102 = 0.7 + 2 = 2.7
Respuesta: el pH de la solución es de 2.7
INDICADORES
Son sustancias que pueden utilizarse en formas de solución o impregnadas en papeles especiales y que cambian de color según el grado del pH
INDICADOR
MEDIO ÁCIDO
MEDIO BÁSICO
Fenoftaleina
incoloro
rojo
Tornasol
rojo
azul
Rojo congo
azul
rojo
Alizarina
amarillo
rojo naranja
COLOIDES
los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas; sus partículas son de tamaño mayor que el de las soluciones ( 10 a 10.000 Aº se llaman micelas).
Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y medio dispersante. Según la afinidad de los coloides por la fase dispersante se clasifican en liófilos si tienen afinidad y liófobos si no hay afinidad entre la sustancia y el medio.
Clase de coloides según el estado físico
NOMBRE
EJEMPLOS
FASE DISPERSA
MEDIO DISPERSANTE
Aerosol sólido
Polvo en el aire
Sólido
Gas
Geles
Gelatinas, tinta, clara de huevo
Sólido
Liquido
Aerosol liquido
Niebla
Liquido
Gas
Emulsión
leche, mayonesa
Liquido
Liquido
Emulsión sólida
Pinturas, queso
Liquido
Sólido
Espuma
Nubes, esquemas
Gas
Liquido
Espuma sólida
Piedra pómez
Gas
Sólido
PROPIEDADES DE LOS COLOIDES
Las propiedades de los coloides son :
Movimiento browniano: Se observa en un coloide al ultramicroscopio, y se caracteriza por un movimiento de partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al choque de las partículas dispersas con las del medio.
Efecto de Tyndall Es una propiedad óptica de los coloides y consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de un coloide. Esto no ocurre en otras sustancias.
Adsorción : Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño pequeño de las partículas y a la superficie grande. EJEMPLO: el carbón activado tiene gran adsorción, por tanto, se usa en los extractores de olores; esta propiedad se usa también en cromatografía.
Carga eléctrica : Las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si se trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo se denomina anaforesis; si ocurre el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis.