Balanceo o igualación de redox.

RECUERDA:

Estas reacciones envuelven la transferencia de electrones. Una sustancia se oxida cuando pierde electrones y se reduce cuando los gana. Los electrones perdidos por la sustancia que se oxida son transferidos a la sustancia que se reduce. Por tanto, siempre que una especie química se oxida hay otra que se reduce y viceversa. Donde en el proceso de oxidación ocurre la pérdida de electrones y en la reducción ganancia de electrones.

Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-

Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e-

Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación.

Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción.

En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor (reacciones de dismutación)

y dependerá del medio, si es ácido o básico.

Veamos como se resuelve por el método:

Ión-electrón o redox.

Número de oxidación.

Concentración de una disolución.

Se llama concentración de una disolución a la cantidad de soluto que esta disuelto en una cantidad de disolvente o disolución.

Se puede expresar con unidades:

FÍSICAS: % de masa, % de volumen y % de soluto por disolución.

QUÍMICAS: molaridad, fracción molar y normalidad.

Por su concentración, pueden clasificarse en:

Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.

Disolución concentrada: Tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.

Disolución insaturada: No tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.

Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente.

Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada.

Disoluciones.

Dentro de las mezclas, las disoluciones son de las más importantes ya que se presenta en diferentes procesos biológicos como puede ser la nutrición.

PARTES DE UNA DISOLUCIÓN.

Son mezclas homogéneas de sustancias puras en que las partículas disueltas son iones, moléculas o componentes pequeños que no sedimentan aun utilizando tipos mecánicos como máquinas centrifugadoras.

SOLUTO: lo que se disuelve.

DISOLVENTE: lo que disuelve.

Pureza de las sustancias.

La mayor parte de las sustancias que se emplean en el laboratorio no son 100% puras, poseen una cantidad determinada de otras sustancias no deseadas llamadas impurezas. Es importante disponer de esta información antes de usar cualquier sustancia química para llevar a cabo una dada reacción.

Por ejemplo, si poseemos NaCl 99,4%, sabemos que las impurezas están representando el 0,6% de la masa total, es decir de 100 g de muestra 99,4 g corresponden a NaCl y 0,6 g a impurezas.

Veamos un ejemplo que nos ayudará a la comprensión del concepto de pureza:

Consideremos la muestra de NaCl 99,4%. Calcule la masa de NaCl y la de

impurezas presentes en 10 g.

100 g NaCl impuro ----------- 99,4 g de NaCl puro

10 g NaCl impuro -----------x = 9,94 g de NaCl puro

10 – 9,94 = 0,06 g de impurezas

Rendimiento de la reacción química.

En la práctica no siempre se puede obtener la cantidad de producto teóricamente predecible en función de las relaciones estequiométricas. Las razones por las cuales el rendimiento obtenido en el laboratorio disminuye, pueden ser diversas:

1) los reactantes no se transforman totalmente en la cantidad de producto teóricamente esperada, ya sea porque el cambio puede ser bidireccional o se producen otras reacciones secundarias que consumen el producto formado.

2) la separación y purificación del producto deseado no es lo suficientemente eficiente.

3) alguno de los reactantes contiene impurezas que disminuyen el rendimiento experimentalmente observado, etc.

Veamos la resolución de un problema a modo de ejemplo:

Retomando la reacción de obtención de sulfato de Zn con 40 g de ácido sulfurico puros se espera obtener 17,27 g de sulfato de Zn (rendimiento teórico). Suponga que solo se obtuvieron 16 g de sulfato de cinc.

Si se deberían obtener

17,27 g cuando el rendimiento es 100%

y si se obtuvieron 16 g el rendimiento es 92,6%.

Ver pureza de las sustancias.

Reactivo limitante en estequiometría.

El reactivo limitante es la sustancia que se consume completamente en una reacción y es el que determina o limita la cantidad de producto que se forma.

Para determinar cuál es el reactivo limitante y cuál está en exceso hay que comparar la relación molar (o los gramos) dados en el problema, con la relación estequiométrica de los reactivos:

65,4 g de Zn --------------- 98 g de H2SO4

7 g de Zn --------------- x = 10,49 g H2SO4

Necesito 10,49 g de H2SO4 y tengo 40 g por lo tanto el H2SO4 está en exceso.

Otra forma de resolver es:

98 g de H2SO4 --------------- 65,4 g de Zn

40 g de H2SO4 --------------- x = 26, 7 g de Zn

Necesito 26,7 g de Zn y tengo solo 7 g de Zn, por lo tanto el Zn está en defecto, es el reactivo limitante.

¿Cómo se resuelven ejercicios de estequiometria?

La estequiometría es una herramienta indispensable para la resolución de problemas tan diversos como la determinación de la concentración de calcio en una muestra de agua, la de colesterol en una muestra de sangre, la medición de la concentración de óxidos de nitrógeno en la atmósfera, etc.

Tipos de cálculos estequiométricos.
• Con moles.
• Con masas.
• Con volúmenes (gases)
• En condiciones normales.
• En condiciones no normales.
• Con reactivo limitante.
• Con reactivos en disolución (volúmenes).

Para resolver ejercicios de estequiometría podemos utilizar dos esquemas:

Esquema operacional 1:
1) Escriba la ecuación química y establezca el balance de masa.
2) Coloque el estado de agregación (sólido, liquido, gas) de los reactantes y productos, si dispone de dicha información, en caso contrario consulte con el docente.
3) Convierta la información suministrada en unidades físicas (por ejemplo gramos) en una unidad química adecuada (por ejemplo en moles, moléculas, iones, etc.).
4) Plantee las relaciones molares a través de la ecuación química balanceada.
5) Convierta los moles a la unidad solicitada gramos, moléculas, volúmenes, iones, etc

Esquema operacional 2:
1) Escriba la ecuación química y establezca el balance de masa.
2) Coloque el estado de agregación de los reactantes y productos, si dispone de dicha información, en caso contrario consulte con el docente.
3) Identifique en la reacción química, los datos y la incógnita del problema.
4) Plantee las relaciones molares en gramos, en moléculas, en volúmenes, etc., de acuerdo a los datos y las incógnitas del problema.

*** En estos métodos estequiométricos hay que tener en cuenta dos cosas: El reactivo limitante y la riqueza.

Ejercicios de estequiometria.