Balanceo de ecuaciones químicas, Apuntes de Química

¡Descarga Balanceo de ecuaciones químicas y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity! [Escriba texto] [Escriba texto] [Escriba texto] Balanceo de Ecuaciones Químicas Teoría y Ejercicios Balanceo por Tanteo y Método Algebraico. Reacciones Redox: Método del número de oxidación. Método del Ión - electrón. Caracas Venezuela Leopoldo Simoza L. Caracas Venezuel Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 1 Tabla de contenido 1.- INTRODUCCIÓN: ............................................................................................. 2 2.- BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR TANTEO: ................................. 4 3.- BALANCEO POR EL MÉTODO ALGEBRAICO/ARITMÉTICO ............................. 7 4.- BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN .................................. 12 4.1.- PRINCIPIO DE ELECTRO NEUTRALIDAD .................................................................................................... 12 4.1.2.- Número de oxidación ................................................................................................................... 12 4.1.3.- Método de Balanceo del Número de Oxidación. ....................................................................... 13 4.1.3.1.- Determinación del número de oxidación. ............................................................................... 13 4.1.4.- Método de Balanceo del Ión-electrón o Semi-reacciones........................................................ 19 Respuestas a los ejercicios .................................................................................... 23 5.- CÁLCULOS CON ECUACIONES ........................................................................ 26 Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 4 Este procedimiento de igualar el número de átomos que existe en ambos lados de la ecuación de denomina “Balanceo de Ecuaciones”. Existen diversos métodos de igualación de ecuaciones químicas a saber:  Método por Tanteo,  Método Algebraico o Aritmético y  Métodos de Igualación de Reacciones de Óxido Reducción, también conocidos como Redox que se subdividen a su vez en: 1. Método del Número de Oxidación, 2. Método del Ión-electrón o Semi-reacciones. En el presente trabajo expondremos cada uno de estos métodos y se proponen un buen número de ejercicios que nos permitirán adquirir las destrezas necesarias para dominar cada uno de ellos. Nuestra recomendación es que resuelva cada uno de los ejercicios propuestos, sin excepción, lo que le permitirá alcanzar la destreza necesaria para balancear cualquier reacción química que se nos plantee, independientemente que se trate de una reacción química Inorgánica u Orgánica. 2.- BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR TANTEO: Como se ha indicado antes, para balancear por este o todos los demás métodos es necesario conocer la ley de la conservación de la materia, propuesta por Lavoisier en 1774. Como todo lleva un orden a seguir, éste método resulta más fácil si ordenamos a los elementos de la siguiente manera: Balancear primero Metales y/o no metales Oxígenos Hidrógenos De esta manera, nos resulta más fácil, ya que el mayor conflicto que se genera durante el balanceo es causado principalmente por los oxígenos e hidrógenos. Balancear por el método de tanteo consiste en colocar números grandes denominados "Coeficientes" a la izquierda del compuesto o elemento del Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 5 que se trate. De manera que “Tanteando”, logremos una equivalencia o igualdad entre los reactivos y los productos. Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación química: Fe2O3 + H2O → Fe(OH)3 Para balancear, comenzamos contando los átomos diferentes a oxígeno e hidrógeno, luego los O2 y finalmente H2. A la izquierda de la flecha tenemos los “Reactivos” y a la derecha, los “Productos de la Reacción”. La flecha se lee: “produce”. Observamos que en los reactivos tenemos dos átomos de hierro (el número delante del símbolo, Fe. Es importante hacer notar que si el número está antes de la fórmula del compuesto, afectará a todos los elementos que lo integran y este número se llamará “coeficiente”. El coeficiente indica el número de moleculas presentes). En los productos solo hay un átomo de hierro. Como debe haber el mismo número de átomos a la izquieda y a la derecha, colocaremos un coeficiente en el segundo miembro para balancear el número de átomos, así: Fe2O3 + H2O → 2 Fe(OH)3 NOTA: Observa que solo podemos colocar coeficientes para balancear (números antes de la formula. No se puede colocar un dos despues del hierro de los productos pues esto alteraría la formula del compuesto). Ya hemos igualado los átomos de hierro. A continuación, contamos los átomos de oxígeno que hay en ambos lados de la ecuación. En el primer miembro hay cuatro átomos de oxígeno. Tres en el óxido férrico (FeO3) y uno en la molécula de agua; mientras que en el segundo miembro hay seis, tres en el grupo OH multiplicado por el coeficiente 2 que hemos colocado en el paso anterior. (Observa que los coeficientes multiplican los átomos presentes en la molécula). Para compensar esta diferencia colocamos un tres antes de la formula del agua. Lo colocamos allí porque si lo colocamos antes de la formula del Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 6 óxido, alteraríamos la cantidad de hierro que ya hemos ajystado en el paso anterior. Fe2O3 + 3 H2O → 2 Fe(OH)3 Colocamos un tres porque ya hay tres átomos de oxígeno en la formula del Óxido Férrico. Contamos ahora los átomos de hidrógeno y observamos que hay seis átomos a ambos lados de la flecha, por lo que la ecuación ha quedado balanceada. Para comprobar, construimos la siguiente tabla: 2 Fe 2 6 O 6 6 H 6 Ejercicios: 1.- Balancea las siguientes ecuaciones Químicas por el método de tanteo: 1. Zn + HCl → ZnCl2 + H2 2. HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O 3. Al2O3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 +H2O 4. P + O2 → P2O3 5. Na + H2O →NaOH + H2 6. P2O5 + H2O → H3PO4 7. KClO3 → KCl + O2 8. Fe + HCl → FeCl3 + H2 9. NaOH + CuCl2 → Cu(OH)2 + NaCl 10. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO2 Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 9 Le asignaremos un valor numérico conveniente a cualquiera de las variables literales. En este caso, asignemos el valor de "1" a C Resolvemos cada ecuación obtenida: c = 1 luego, a = c a = 1 2a = 2d luego, 2 x (1) = 2d d = 2/2 = 1 b = 2c, luego b= 2 x (1); b = 2 2 b = 2 c + 2 d; 2b = 2 x (1) + 2 x (1); 2 b = 2 + 2; 2 b = 4; b = 4 / 2; b = 2 Se reemplaza cada literal por el valor obtenido: a=1 b=2 c=1 d=1 a CaC2 + b H2O → c Ca(OH)2 + d C2H2 1 CaC2 + 2 H2O → 1 Ca(OH)2 + 1 C2H2 Como el 1 se sobre entiende, la ecuación queda así: CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2 Y la ecuación ya está balanceada. Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 10 Balancear por el método algebraico la siguiente ecuación química Ba(OH)2 + P4O10 → Ba3(PO4)2 + H2O Respuesta (1)Ecuación general a Ba(OH)2 + b P4O10 → c Ba3(PO4)2 + d H2O . Ecuación parcial del Bario Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 a = 3c (2) Ecuación parcial del Fósforo P4O10 → Ba3(PO4)2 . 4b = 2c (3) Ecuación parcial del Hidrogeno Ba(OH)2 → H2O 2a = 2d (4) Ecuación parcial del Oxigeno Ba(OH)2 + P4O10 → Ba3(PO4)2 + H2O 2a + 10b = 8c + d (5) Se reemplaza b por 1 y se despejan a, c y d de las ecuaciones 2, 3, 4 y 5. b = 1(6) se remplaza la ecuación 6 en la ecuación 3 4b = 2c 4 * 1 = 2c Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 11 4 = 2c 2 = c (7) remplazamos la ecuación 7 en la ecuación 2 a = 3c a = 3 * 2 a = 6 (8) remplazamos la ecuación 8 en la ecuación 4 2a = 2d 2 * 6 = 2d 12 = 2d d = 6 (9) Se reemplazan los coeficientes literales por los valores obtenidos: 6Ba(OH)2 + P4O10 → 2Ba3(PO4)2 + 6H2O 2.- Balancea las siguientes ecuaciones por el método algebraico: 1.- KClO3 KCl + O2 2.- BaO2 + HCl BaCl2 + H2O2 3.- H2SO4 + C SO2 + CO2 + H2O 4.- Ag2SO4 + NaCl AgCl + Na2SO4 5.- NaNO3 + KCl NaCl + KNO3 6.- FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 7.- SO2 + O2 SO3 Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 14 Para continuar, obtenemos la valencia de los elementos restantes, en este caso el azufre y el hierro: Ubiquémonos en el azufre (S) del primer miembro en la ecuación H2 +1 SO -2 4 Para obtener la valencia del azufre, simplemente vamos a multiplicar la valencia del oxígeno por el número de oxígenos que hay (en este caso hay 4 oxígenos que multiplicados por el -2 del número de oxidación, resulta -8) y hacemos lo mismo con el hidrógeno, multiplicamos su valencia por el número de oxígenos que hay (2 átomos de hidrógeno multiplicados por +1 resulta +2). Queda de la siguiente manera: H2 +1 S X O -2 4 Se plantea una ecuación de primer grado, recordando que la suma de los números de oxidación de los átomos integrantes de la molécula debe ser igual a cero: 2 x (+1) + X + 4 x (-2) = 0 +2 + X -8 = 0 X = +8 - 2 X = + 6 Resulta que la valencia del azufre ha de ser +6. Comprobamos: +2 + 6 - 8 = 0 Ubiquémonos ahora el hierro del segundo miembro: Fe2 (SO -2 4)3 Esta sal está formada por un catión, (Fe) y un anión, en este caso, el ión sulfato (SO4). Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 15 Si recordamos las reglas de formulación, es fácil deducir que la valencia del hierro es +3 y la del ión sulfato -2 (observe los subíndices delante de cada ión). Ya hemos definido el número de oxidación del hierro. Falta conocer el número de oxidación del azufre en el ión sulfato Ya sabemos que la carga neta del ión es -2, por lo que si se multiplica los cuatro átomos de oxígeno por -2, resulta que la carga del oxígeno es -8, por lo que es lógico deducir que el número de oxidación del azufre será +6 para que al hacer la suma algebraica resulte -2. Y de esta manera ya hemos obtenido todas las valencias del compuesto químico: Fe 0 + H2 +1 S +6 O -2 4 → Fe+3 2 (S+6O-24)-23 + H20 ↑ Ahora, vamos a verificar cuál elemento se oxida y cual se reduce. Observamos que el hierro se oxida pues su número de oxidación aumenta de cero a 3 (pierde 3 electrones): Fe 0 + H2 +1 S +6 O -2 4 → Fe+3 2 (S+6 O-2 4)-2 3 + H20 ↑ Observamos ahora que el hidrógeno se reduce (gana 1 electrón), pero como hay dos átomos de hidrógeno, se multiplica por 2): La ecuación queda de la siguiente manera: Fe 0 + H2 +1 S +6 O -2 4 → Fe+32 (S+6O-24)-23 + H20 ↑ ↓ ↑ Se oxida se reduce 3e - 1x2e - = 2e - A continuación, intercambiamos estos números que indican la perdida y/o ganancia de electrones como se indica a continuación: 2Fe 0 + 3H2 +1 S +6 O -2 4 → Fe+32 (S+6O-24)-23 + H20 ↑ Ahora contamos el número de átomos a ambos lados de la ecuación: 2= Fe =2 3= S =3 12= O =12 Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 16 6= H =2 Para compensar el déficit de hidrógenos del segundo miembro, multiplicamos este elemento por 3 2Fe + 3H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + 3H2 ↑ La ecuación balanceada resulta: 2Fe + 3H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + 3H2 ↑ Otro ejemplo del mismo caso anterior se presenta a continuación: KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O Asignamos los números de oxidación: K +1 Mn +7 O4 -2 + H +1 Cl -1 → K +1 Cl -1 + Mn +2 Cl2 -1 + Cl2 0 + H2 +1 O -2 Observemos que en el segundo miembro, el cloro aparece con dos valencias, por tanto, comenzaremos el balanceo por ese lado de la ecuación: K +1 Mn +7 O4 -2 + H +1 Cl -1 → K +1 Cl -1 + Mn +2 Cl2 -1 + Cl2 0 + H2 +1 O -2 ↑ ↓ 5 e - 1 e - x 2 = 2 e - KMnO4 + HCl → KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O Ajustamos la ecuación en el primer miembro y efectuamos las correcciones que hagan falta: 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O La mayoría de las reacciones químicas elementales ocurren en disolución acuosa. En estos casos, no se indican todos los reactivos o productos sino que normalmente solo se presentan el agente oxidante y el agente reductor; en qué se convierten y el medio en el que se realiza la reacción (disolución básica o ácida), por esta razón, la reacción deberá ser completada. Se recomienda seguir el siguiente procedimiento: Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 19 3.- Balancear las siguientes reacciones por el método del número de oxidación: 1.- KClO3 + S → KCl + SO2 2.- KClO3 + S + H2O → Cl2 + K2SO4 +H2SO4 3.- Cu +HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO 4.- H2S + HNO3 → H2SO4 + NO + H2O 5.- I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H2O 6.- H2S + SO2 → S + H2O 7.- Na2SO3 → Na2S + Na2SO4 8.- HNO3 → NO + H2O + O2 9.- HNO3 + S → H2SO4 + NO 10.- NaCl + MnO2 + H2SO4 → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O 11.- HNO3 + H2S → NO + S + H2O 12.- Ag2SO3 + H2O → H2SO4 + Ag 13.- KI + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O 14.- KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 15.- K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + H2O + Cl2 16.- KI + KMnO4 + HCl → I2 + MnCl2 + KCl + H2O 17.- Cl2 + KOH → KCl + KClO + H2O 18.- Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O 19.- Cl2 + Na2S2O3 + NaOH → NaCl + Na2SO4 + H2O 20.- PbS + H2O2 → PbSO4 + H2O 4.1.4.- Método de Balanceo del Ión-electrón o Semi-reacciones. Este es un procedimiento particularmente útil para reacciones en disolución, aunque también puede emplearse en racciones en estado gas-sólido. Deben seguirse los siguientes pasos: Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 20 1. Identificar el agente oxidante y el agente reductor, recordando que el elemento que pierde electrones es el que se oxida y es a su vez, el agente reductor; el elemento que gana electrones es el que se reduce y es, a su vez, el agente oxidante. 2. Mostrar mediante semi reacciones cómo se reduce el agente oxidante y como se oxida el agente reductor. 3. Asegurarse que los átomos diferentes a oxígeno e hidrógeno estén igualados y corregir de ser necesario. 4. Contar los átomos de oxígeno a ambos lados de la semi-reacción y compensar déficit con moléculas de agua. 5. Agregar protones, H + , al lado deficiente en hidrógeno. 6. Contar las cargas eléctricas y multiplicar cada semi-reacción por un coeficiente conveniente para que, al sumar ambas semi reacciones, se igualen las cargas y puedan eliminarse. 7. Si la reacción ocurre en medio básico, agregar tantos OH - a ambos lados de la semi reacción, como protones (H + ) se agregaron para compensar déficits de hidrógeno (paso 5). 8. Combinar los OH - y los H + y eliminar el agua que aparezca duplicada en la reacción. 9. Sumar ambas semi reacciones y eliminar las especies que aparezcan duplicadas en la reacción final. Ejemplos: Balancear la siguiente ecuación por el método de las semi reacciones: KMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O Asignamos los números de oxidación: K +1 Mn +7 O4 -2 + H +1 Cl -1 → Mn +2 Cl2 -1 + Cl2 0 + K +1 Cl -1 + H2 +1 O -2 Mn +7 + 5e - → Mn +2 (agente oxidante) 2Cl -1 → Cl2 0 + 2 e - (agente reductor) Multiplicamos la primera semi reacción por 2 y la segunda por 5: 2 x (Mn +7 + 5e - → Mn +2 ) 5 x (2Cl -1 → Cl2 0 + 2 e - ) 2Mn +7 + 10e - → 2Mn +2 10Cl -1 → 5Cl2 0 + 10 e - Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 21 2Mn +7 + 5Cl -1 + 10 e - → 2Mn +2 + 5 Cl2 0 + 10 e - 2KMnO4 + 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + KCl + H2O Balanceamos el Potasio del segundo miembro: 2KMnO4 + 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + H2O Ajustamos el oxígeno: 2KMnO4 + 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + H2O + 7 H2O Las moléculas de agua pueden sumarse 2KMnO4 + 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O Se ajusta el hidrógeno: 6H + + 2KMnO4 + 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O Ya que estos protones solo pueden provenir del ácido, sumamos a la especie correspondiente: 2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O Reajustamos el cloro: 2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 8Cl2 + 2KCl + 8H2O La ecuación está ahora balanceada. Es muy frecuente encontrar en los libros de texto y/o en literatura técnica ecuaciones expresadas en forma iónica. En estos casos se procede así: Balancear la reacción: Zn + NO3 - + H3O + → Zn +2 + NH4 + + H2O Para balancear este tipo de reacciones, primero, reescribimos la ecuación omitiendo el ión hidronio (H3O + ) y el agua: Zn + NO3 - → Zn +2 + NH4 + Asignamos los números de oxidación: Zn o + N +5 O3 - → Zn +2 + N -3 H4 + Se escriben las semi reacciones y se identifican los agentes oxidante y reductor: Zn 0 → Zn +2 + 2 e - (agente reductor) N +5 O3 - + 8 e - → NH4 + (agente oxidante) 4 x (Zn 0 → Zn +2 + 2 e - ) Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 24 11. 2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2 12. Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O 13. 3Cu + 8HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O + 2NO 14. 2N2 + 3O2 → 2N2O3 15. 4HCl + MnO2 → MnCl2 + 2H2O + Cl2 16. Hg + 2H2SO4 → HgSO4 + 2H2O + SO2 17. Fe2O3 + 3 C → 2Fe + 3 CO 18. 2KMnO4 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O + 5O 19. 2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2 20. 2P + 5Cl2 → 2PCl5 2.- Balanceo por el método algebraico: 1.- 2KClO3 2KCl + 3O2 2.- 2BaO2 + 4HCl 2BaCl2 + 2H2O2 3.- 2H2SO4 + C 2SO2 + CO2 + 2H2O 4.- 2Ag2SO4 + 4NaCl 4AgCl + 2Na2SO4 5.- 2NaNO3 + 2KCl 2NaCl + 2KNO3 6.- 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 7.- 2SO2 + O2 2SO3 3.- Balanceo por el método del número de oxidación: 1.- 2KClO3 + 3S →2KCl + 3SO2 2.- 6KClO3 + 5S + 2H2O → 3Cl2 + 3K2SO4 + 2H2SO4 3.- 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO 4.- 3H2S + 8HNO3 → 3H2SO4 + 8NO + 4H2O 5.- 3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O 6.- 2H2S + SO2 → 3S + 2H2O 7.- 4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4 Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 25 8.- 4HNO3 → 4NO + 2H2O + 3O2 9.- 2HNO3 + S → H2SO4 + 2NO 10.- 2NaCl + MnO2 + 2H2SO4 → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O 11.- 2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O 12.- Ag2SO3 + H2O → H2SO4 + 2Ag 13.- 6KI + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 +7H2O 14.- 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 → K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2 15.- K2Cr2O7 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O + 3Cl2 16.- 10KI + 2KMnO4 + 16HCl → 5I2 +2MnCl2 + 12KCl + 8H2O 17.- Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O 18.- 3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O 19.- 4Cl2 + Na2S2O3 + 10NaOH → 8NaCl +2Na2SO4 + 5H2O 20.- PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O 4. Balanceo por el método del ión-electrón: 1. 6Br - + Cr2O7 = + 14H3O → 3Br2 + 2Cr +3 + 21H2O 2. 10I - + 2MnO4 - + 16H3O → 5I2 + 2Mn +2 +24H2O 3. 5S = + 2MnO4 = + 16H3O → 5S + 2Mn +2 + 24H2O 4. 2Br - + PbO2 + 4H3O → Br2 + Pb +2 + 6H2O 5. 3Ag + NO3 - + 4H3O + → 3Ag + + NO + 6H2O 6. 3S = + 2NO3 - + 8H3O + → 3S + 2NO + 12H2O 7. Cr2O7 = + 3S = + 14H3O + → 2Cr +3 + 3S + 21H2O 8. 2MnO4 - + 5SO3 = + 6H3O + → 2Mn +2 + 5SO4 = + 9H2O 9. Fe + NO3 - + 4H3O + → Fe +3 + NO + 6H2O 10. 3SO2 + Cr2O7 = + 2H3O + → 3SO4 = + 2Cr +3 + 3H2O 11. 3Cl2 + 6OH - → 5Cl - + ClO3 - + 3H2O 12. 3ClO - + 2CrO2 - + 2OH - → 3Cl - + 2CrO4 = + H2O 13. Cr2O7 = + 3H2SO3 + 5H + → 2Cr +3 + 3HSO4 - + 4H2O 14. 2CrO4 = + 3SO3 = + 5H2O → 2Cr(OH)4 - + 3SO4 = + 2 OH - Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 26 5.- CÁLCULOS CON ECUACIONES Una vez que se ha escrito e igualado la ecuación química de una reacción, no solo se dispone de un resumen de la transformación química, sino también, si se conocen los pesos atómicos de los elementos que intervienen en el proceso, se pueden conocer los cambios de masa que ocurren cuando los reactivos se convierten en los productos. Esto gracias a que los coeficientes de la ecuación balanceada nos indican el número de moles de cada una de las especies que interviene en el proceso. Por ejemplo, para la combustión incompleta del gas propano, se ha escrito y balanceado la siguiente ecuación: 2C3H8 + 7O2 → 6CO + 8H2O Los coeficientes nos indican que dos moléculas de propano se han combinado con siete moléculas de oxígeno para dar origen a seis moléculas de monóxido de carbono y ocho moléculas de vapor de agua. De manera análoga, también es apropiado decir que dos moles de propano y siete moles de oxígenos se combinaros para dar lugar a seis moles de monóxido de carbono y 8 moles de agua. A partir de la ecuación igualada se pueden establecer diversidad de correlaciones entre los componentes de la reacción o parte de ellos los que nos permite predecir una diversidad de información de gran utilidad para los procesos que estemos manejando. Por ejemplo, de la reacción anterior inferimos que: También significa que: 2 moléculas de C3H8 Reaccionan con 8 moléculas de O2 dando 6 moléculas de CO 8 moléculas de O2 2 moles de C3H8 Reaccionan con 8 moles de O2 dando 6 moles de CO 8 moles de O2 Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 29 0,122 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂 𝑥 8 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐴𝑔𝑢𝑎 6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂 = 0,163 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 1 molde agua pesa (peso formula): 18,015 g 0,163 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑢𝑎 = 0,163 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑥 18,015 𝑔 𝑚𝑜𝑙 = 2,94 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 4.- Suponer que dos gramos de propano y 7 gramos de oxígeno reaccionan hasta el límite posible para formar CO y H2O. ¿Cuántos gramos de CO se formarán? Este tipo de ejercicios se conoce con el nombre de reacción con “reactivo limitante” puesto que uno de los reactivos estará en exceso y el otro limita la reacción posible. Para resolverlo, se convierten los datos dados a moles para que al compararlos con la reacción, poder definir cuál de ellos está en exceso y trabajar entonces con el limitante. 1 mol C3H8= 44,097 g 2 𝑔 𝐶3𝐻8 = 2 𝑔 44,097 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 0,0454 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 1 molde O2 = 32,00 g 7 𝑔 𝑂2 = 7 𝑔 32,00 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 0,219 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 2C3H8 + 7O2 → 6CO + 8H2O La ecuación indica que hacen falta 7 moles de O2 por cada 2 moles de C2H8, luego: 0,0454 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶3𝐻8 𝑥 7 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂2 2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐶3𝐻8 = 0,159 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂2 Esta es la mínima cantidad necesaria de oxígeno. Como tenemos 0,219 moles de O2, es fácil inferir que este es el reactivo en exceso, lo que indica que la reacción estará limitada por la cantidad de propano, luego: 0,0454 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐶3𝐻8 𝑥 6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂 2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶3𝐻8 = 0,136 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂 0,136 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑂 = 0,136 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑥 28,010 𝑔 𝑚𝑜𝑙 = 3,81 𝑔 𝐶𝑂 Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 30 Ejercicios: 1. Cuando el Al se transforma en Al2O3 al reducir el TiO2 a Ti. ¿Cuántos gramos de Titanio pueden producirse si se consumen 3,50 g de Aluminio? R: 4,66 g 2. Considere la reacción de oxidación de NH3 por O2 en la que se produce NO y H2O. ¿Cuántos gramos de H2O se producen en esta reacción por gramo de NO? R: 0,901 g 3. Cuando se trata Ca3P2 con agua, los productos son Ca(OH)2 y PH3. Calcular el peso máximo obtenido al reaccionar 2 g de Ca3P2 con 1 g de H2O. R: 0,629 g 4. Considere la reacción de estaño con HNO3 para producir SnO2, NO2 y H2O. ¿Cuántos moles de NO2 se producen por gramo de SnO2 formado? R: 0,0265 moles 5. En medio básico, el Sn puede reducir CrO4 = a Cr(OH)4 - convirtiéndose en Sn(OH)6 = . Si se parte de 1 g de Sn y 1 g de CrO4 = ¿Cuántos moles de OH - se requieren para una reacción máxima? R: 4,31 x 10 -3 moles Equilibrio Químico Prof. Leopoldo Simoza L. Página 31 Bibliografía  SIENKO, J. Michell; Robert Plane (1972): “Química Teórica y Descriptiva”. Aguilar SA. Madrid. España.  SIENKO, J.M. (1979): “Problemas de Química”. Editorial Reverté, Barcelona, España.  IBARZ, José. (1976): “Problemas de Química General”. Editorial Marín SA. Barcelona, España.  “Equilibrio Químico”. http://www.mcgraw-Hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf  http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_prin c.htm  http://www.monografias.com/trabajos15/equilibrio-quimico/equilibrio- quimico.shtml  http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/concurs o2005/06/quimbach/apuntes_equilibrio.pdf  http://academic.uprm.edu/asantana/quim3002/cap14.pdf. “Equilibrio Químico”. Dr. Alberto Santana.