Universidad Nacional de Luján - Dto. de Ciencias Básicas

 

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA -  2013

 

 

5 - Guía de reacciones químicas

         

 

Así como cuando un químico escribe “H2O” en vez de “agua” lo hace no sólo por comodidad, sino para recordar que, en el modelo de la teoría atómica corriente, la sustancia “agua” está formada por moléculas, que a su vez están formadas por la unión de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, cuando escribe, por ejemplo

          2 H2 + O2  ->  2 H2O

quiere tener presente que está representando un fenómeno químico, una transformación de un sistema formado por cuatro átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno que, en su estado inicial o de reactivos, están en la forma de dos moléculas de hidrógeno y una de oxígeno, y en el estado final, o de productos, como dos moléculas de agua. Una ecuación química se parece a dos cuadros sucesivos de una película, la flecha separa la descripción del estado inicial de la del estado final, una vez completada la transformación.

Observe la importancia de equilibrar o balancear las ecuaciones químicas: durante una transformación química no pueden aparecer ni desaparecer átomos, solamente pueden modificar sus uniones químicas.

 

Algunas ecuaciones químicas sencillas pueden igualarse por tanteo, por ejemplo

          Na + O2 -> Na2O

está mal escrita porque en el estado inicial hay dos átomos de oxígeno, y en estado final, uno solo. Si corregimos el coeficiente estequiométrico del Na2O a dos:

          Na + O2 -> 2 Na2O

conseguimos arreglar el problema del oxígeno, pero ahora han “aparecido” tres átomos extra de sodio en el final. Corrigiendo de la misma forma el coeficiente estequiométrico del sodio a cuatro

          4 Na + O2 -> 2 Na2O

la ecuación queda escrita correctamente: hay la misma cantidad de átomos de cada especie tanto al inicio como al final.

 

1. Balancee por tanteo las siguientes ecuaciones:

         a) C + O2   ->  CO2

         b) CO + O2  ->   CO2

         c) H2 + Br2 ->  HBr

         d) K + H2O ->  KOH + H2

         e) Mg + O2 ->  MgO

         f) O3 ->   O2

         g) H2O2  ->  H2O + O2

         h) N2 + H2  ->   NH3

         i) Zn + AgCl   ->   ZnCl2 + Ag

         j) S8 + O2    ->     SO2

         k) NaOH + H2SO4   ->    Na2SO4 + H2O

         l) Cl2 + NaI  ->    NaCl + I2

         m) KOH + H3PO4  ->    K3PO4 + H2O

         n) CH4 + Br ->     CBr4 + HBr

         o) Fe2O3 + CO   ->     Fe + CO2

 

Algunas ecuaciones parecen más difíciles que otras.  Para casos rebeldes, es recomendable usar el “método algebraico”, que se plantea como un sistema de ecuaciones lineales, pero debe ser resuelto con números enteros.

En nuestro ejemplo anterior

          Na + O2 -> Na2O

definimos tres variables a, b y c que corresponden a los coeficientes estequiométricos del sodio, oxígeno y óxido de sodio, respectivamente

          a Na + b O2 -> c Na2O

De estos coeficientes sabemos que, dado que debe haber al comienzo y al final igual cantidad de átomos de cada elemento:

             a = 2 c

             2 b = c

porque: en c moléculas (unidades) de Na2O hay el doble de átomos de sodio que en a

            en b moléculas de oxígeno hay el doble de átomos de oxígeno que en c moléculas de Na2O

Si aceptamos -arbitrariamente- que a = 1, entonces c = 2 y b = 4.

Observe que no hay problema en tomar otra elección, si por ejemplo decidimos c = 1, entonces a = 0.5 y b = 2, pero como los coeficientes estequiométricos deben elegirse como los números enteros más pequeños que permitan balancear la ecuación, deberemos multiplicarlos a todos por dos.

 

2. Balancee las siguientes ecuaciones usando el método algebraico:

         a)  MgCl2  +  AgNO3  ->  AgCl  +  Mg(NO3)2

         b)  CaF2  + H3PO4  -> Ca3(PO4)2  +  HF

         e)  KOH  +  NH4Cl ->  KCl  + NH3 + H2O

         d)  Ca(HCO3)2   ->  CaO  +  CO2  +  H2O

         e)  P4O10  +  H2O   ->  H3PO4

         f)  HCl +  CaCO3  ->  CaCl2  +  H2O  +  CO2

         g)  AsCl3 + 3H2S  ->   As2S3  +  HCl

         h)  CO2  + KOH   ->   K2CO3  + H2O

         i)  SbCl3  + 3H2S   ->   Sb2S3  +  HCl

         j)  Be2C  + H2O   ->   Be(OH)2  +  CH4

         k)  H3PO4 +  NaOH   ->  Na3PO4  +  H2O

         l)   CuNO3  + Na2S -> NaNO3  +  Cu2S

         m) Na2SO4  + Pb(NO3)2   ->   PbSO4  +  NaNO3

 

En un fenómeno químico, como en cualquier sistema, describimos sólo lo que nos resulta destacable, importante. Desde el punto de vista del fenómeno químico que transforma reactivos en productos, da lo mismo que el H2S gaseoso reaccione con el NaOH sólido, o bien que lo hagan en una mezcla se soluciones acuosas de H2S y de NaOH. En ambos casos, lo que nos interesa es que en la mínima expresión imaginable del fenómeno, cuatro átomos de hidrógeno, dos de sodio, dos de oxígeno y otro de azufre reacomodan sus uniones de esta forma:

                 H2S + 2 NaOH  ->   2 H2O + Na2S

 

El agua de la solución es considerado solamente como solvente, pero de todos modos, en determinadas circunstancias, es importante indicar en que estado están reactivos y productos; entonces deberíamos escribir 

          H2S(g)  + 2 NaOH(s)   ->   2 H2O(l) + Na2S(ac)                  y

          H2S(ac) + 2 NaOH(ac)  ->   2 H2O(l) + Na2S(ac)           respectivamente

 

3. Indique que subíndices se usan en las ecuaciones químicas para indicar que un reactivo o producto está en estado gaseoso,  líquido,  sólido o en solución acuosa.

 

4. Describa con palabras el significado de la siguiente ecuación:

                  FeS(s)   +  2HCl(ac)      ->      FeCl2(ac)      +   H2S(g)

       sulfuro de     ácido                    cloruro de       sulfuro de

      hierro (II)  clorhídrico              hierro (II)       hidrógeno

 

5. Dada la transformación química representada en la siguiente ecuación:

         2 NO (g) + O2 (g)     ->       2 NO2 (g)

¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas?

a) La reacción se inicia por calentamiento.

b) Dos moléculas de óxido nítrico reaccionan con una molécula de oxígeno para formar dos moléculas de dióxido de nitrógeno.

c) La reacción se completa en pocos minutos, después de mezclar los reactivos.

d) En esta reacción todas las sustancias son gases.

e) Ochocientas moléculas de NO(g) reaccionarán con cuatrocientos moles de O2(g)

 

6. ¿Cual es la diferencia entre las transformaciones químicas reversibles y las irreversibles? ¿Con que signo indicamos en las ecuaciones químicas, que se trata de una reacción irreversible o no?

 

7.  Busque en su libro de texto la definición de cada uno de estos términos: soluto, solvente, solución, electrolito, no electrolito, anión común, hidratación, reacción reversible, equilibrio químico.

 

Volviendo sobre los compuestos iónicos ya vistos en la unidad anterior, cuando se permite a un ácido reaccionar con una base, como por ejemplo en

        HCl + NaOH  -> H2O + NaCl

tres de los cuatro compuestos involucrados en el fenómeno, son iónicos. Puesto que, de bien ser, no hay NaCl sino Na+ y Cl-, ni NaOH sino Na+ y HO-, podemos escribir la ecuación iónica

        H+ + Cl- + Na+ + OH-  ->   H2O + Na+ + Cl-

Donde queda más claro que los iones Cl- y Na+ son meros iones espectadores de la reacción iónica neta  

        H+ + OH-  ->   H2O

única reacción que nos interesa en los fenómenos de neutralización y ácidos y bases. Decimos que la “incautación” o “secuestro” de iones sueltos para formar un compuesto covalente, es la razón por la cual las reacciones de neutralización “van” de un estado inicial con ácidos y bases, a uno final con sales. No son los iones formadores de la sal (bien, luego veremos algunas excepciones) los que “mueven” la transformación, los que determinan el sentido en que ocurrirá la reacción, sino los protones y  oxhidrilos, al desaparecer en la formación de moléculas de agua.

 

8.  ¿Cual es la diferencia entre una ecuación iónica y una ecuación molecular?

 

9.  Busque en su libro de texto la definición de Arrhenius y de Brfnsted-Lowry para ácidos y bases.

 

10.   Busque  un ejemplo de un ácido monoprótico, diprótico y triprótico.

 

11.   Escriba la reacción iónica neta correspondiente a la neutralización ácido-base

 

12.   Con ayuda de su libro de texto, clasifique las siguientes especies como  ácidos o bases, fuertes o débiles: a) NH3, b) H3PO4, c) LiOH, d) H2SO4, e) HCl, f) Ba(OH)2

 

13.   Clasifique cada una de las siguientes especies como ácido de Brfnsted-Lowry, o base de Brfnsted-Lowry: a) HI,   b) H3PO4,   c) H2PO4-   d) PO43-,   e) ClO-2,   f) NH4+.

 

14.  Balancee las siguientes ecuaciones y escriba las correspondientes ecuaciones moleculares, iónicas e iónicas netas (si es procedente):

       a) HBr(ac) + NaOH(ac)     ->             

       b) H2SO4 (ac) + KOH(ac) ->

       c) Ba(OH)2(ac) + H3PO4(ac) ->

       d) HClO4(ac) + Mg(OH)2(s) ->

       e) HBr(ac) + NH3(ac)     ->             

 

Hay otro tipo de fenómeno químico en los que es comparativamente fácil predecir si –así como esté escrita- una reacción química ocurrirá espontáneamente de izquierda a derecha, o de derecha a izquierda. Son las reacciones de precipitación, esas en las que, a partir de reactivos en solución, se forma un compuesto insoluble.

En ellas, la explicación es la misma que en el caso de la neutralización: la formación de un compuesto que “saque del medio” –en este caso, que retire de la solución- a otros, impidiendo que la reacción pueda volver en sentido inverso.

Por ejemplo, en

          AgNO3 (ac) + NaCl (ac)   ->   AgCl (s)  +  NaNO3 (ac)         

la reacción iónica es

          Ag+ + NO3- + Na+ +Cl-   ->   AgCl (s)  +  Na+  + NO3-         

y la reacción iónica neta

          Ag+ + Cl-   ->   AgCl (s) 

siendo los iones NO3- y Na+ simples espectadores.       

Para poder usar esta herramienta, es necesario poder predecir, con cierta precisión, que compuestos son solubles y cuales no. Para esto hay reglas, consúltelas en su libro, aquí hacemos un resumen:

 

1. las sales del amonio (NH4+) o de metales alcalinos (grupo 1A en la tabla periódica), con la excepción del litio, son solubles en agua a temperatura ambiente.

 

2. los halogenuros, con la excepción del flúor, son en su mayoría solubles (con la excepción de los halogenuros de Ag+, Hg22+ y Pb2+).

 

3. las sales del ácido nítrico (HNO3), del ácido clórico (HClO3) y del ácido perclórico (HClO4), son solubles.

 

4. las sales del ácido carbónico (H2CO3), ácido fosfórico (H3PO4) y del ácido sulfhídrico (H2S) son insolubles (con las excepciones de la regla 1)

 

5. los hidróxidos de los metales alcalinos son solubles, los demás son insolubles (con los hidróxidos de Ca y Ba como excepción).

 

6. la mayoría de las sales del ácido sulfúrico (H2SO4) son solubles, a excepción de BaSO4, HgSO4, PbSO4 y, parcialmente Ag2SO4 y CaSO4.

 

Veamos como funciona: si intentamos hacer reaccionar en solución al nitrato de calcio con el fosfato de potasio, la reacción ¿ocurrirá espontáneamente? 

Antes que nada revisemos: el nitrato de calcio es soluble –regla 3- y también lo es el fosfato de potasio –regla 1.

Estando ambas sales en solución, en realidad tenemos estas especies:

            Ca+2  ;  NO3-  ;  K ;  PO43-

Si los iones calcio se unen a los iones fosfato, tendremos una sal insoluble –regla 4- que no permite volver para atrás la transformación,  por lo que

          3 Ca(NO3)2 + 2 K3PO4 -> Ca3(PO4)2 + 6 KNO3

resulta espontánea.

 

15.  En base en las reglas de solubilidad, clasifique los siguientes compuestos como solubles o insolubles en agua: a) Ca3(PO4)2, b) Mn(OH)2, c) AgClO3, d) K2S, C) CaCO3, f) ZnSO4, g) Hg(NO3)2, h) HgSO4, i) NH4ClO4, j) BaSO3.

 

16.  Nombre y escriba la fórmula de dos hidróxidos metálicos solubles y de dos hidróxidos metálicos insolubles.

 

17.  Clasifique a los siguientes compuestos en presuntamente solubles o insolubles, mediante la aplicación de las reglas de solubilidad:

 (NH4)2SO4,  Zn3(PO4)2, Ca(NO3)2,   KOH,  CaSO4,   Cu(NO3)2,  FeCl2

 

18.  Complete las ecuaciones moleculares, y escriba las ecuaciones iónicas e iónicas netas para las siguientes reacciones:

a) 2 AgNO3 (ac) + Na2SO4(ac)    ->         

b) BaCl2(ac) + ZnSO4(ac)   ->      

c) (NH4)2CO3 (ac) + CaCl2(ac)   ->

d) Na2S(ac) + ZnCl2(ac)    ->

e) 2 K3PO4(ac) + 3 Sr(NO3)2(ac)     ->

 

19. ¿Qué tienen en común las ecuaciones del ejercicio anterior?

 

20.  ¿Cuales de los siguientes procesos producirán una reacción de precipitación?: a) mezclar una disolución de NaNO3 con una de CuSO4, b) mezclar una solución de BaCl2 con una de K2SO4.

 

21.  En base en las reglas de solubilidad, sugiera un método para la separación de:

a) K+ de Ag+,      b) Ag+ de Pb2+,      c) NH4+ de Ca2+,      d) Ba2+ de Cu2+.

Suponga que todos los cationes están en disolución acuosa, y que el anión común es el ión nitrato.

 

Las transformaciones químicas ejercitadas hasta aquí no muestran cambios en el estado de oxidación de los elementos intervinientes.

 

22.  Vuelva a consultar en su libro de texto la definición número de oxidación. Explique porqué no tiene un significado físico, excepto para los compuestos iónicos. 

 

23.   Ejercite las reglas de asignación de los números de oxidación, determinando el que corresponda a los elementos en estas sustancias: H2, Se8, P4, O, O2, AgCl,  Fe2O3, FeS

 

24.  Ordene las siguientes especies de acuerdo con el número de oxidación creciente en el átomo de azufre: a) H2S, b) S8 c) H2SO4, d) S2- e) HS-, f) SO2, g) SO3,

 

25.   Indique el valor del número de oxidación del fósforo  en cada uno de los siguientes compuestos: a) HPO3, b) H3PO4. c) H3PO3, d) H3PO4, e) H4P2O7, f) H5P3O10.

 

26.   Encuentre el número de oxidación del átomo subrayado en las siguientes moléculas, unidades o iones: a) Cs2O, b) CaI2, e) Al2O3, d) H3AsO3, e) TiO2, f) MoO42-, g) PtCl42-, h) PtCl62-, i) SnF2, j) ClF3, k) SbF6-.

 

En un fenómeno químico en el que ocurren cambios en los estados de oxidación, vulgarmente llamadas reacciones redox, no sólo siempre debe haber simultáneamente quien aumente el valor de su número de oxidación (se oxide) y quien lo disminuya (se reduzca), sino que además el producto del incremento en el número de oxidación por la cantidad de átomos que se oxidan, debe ser igual –aunque de signo opuesto- al producto de la cantidad de átomos que se reducen por la disminución en el número de oxidación.

Esto se ve más fácil en un ejemplo: en

            2 HCl + Zn ->  ZnCl2 + H2

los elementos que cambian de estado de oxidación son el hidrógeno (de +1 a 0, cambio neto -1, que al ser multiplicado por el coeficiente estequiométrico queda como -2) y el cinc (de 0 a +2, cambio neto +2), ambos iguales en valor absoluto.

Complicando un poco, en

            3 Cu + 8 HNO3      ->     3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O               

los elementos que cambian de estado de oxidación son el cobre (de 0 a +2, cambio neto +2) y el nitrógeno (de +5 a +2, cambio neto -3). Los coeficientes estequiomé-tricos deberán ser entonces 3 para el Cu (3*2=6) y 2 para el HNO3 (2*(-3)=-6; al que deben sumárseles los 6 iones nitratos que -como espectadores que son- terminan formando parte del Cu(NO3)2).

 

27.  Busque en su libro de texto la definición de los siguientes términos: oxidación, reducción, semi-reacción, agente reductor, agente oxidante, reacción redox.

 

28.  ¿Es posible tener una reacción en la cual ocurra una oxidación pero no una reducción?  En la reacción

          Cl2 + 2 NaOH  ->  NaCl +  NaClO

¿quién se oxida, y quién se reduce?

 

29.  ¿Es correcto decir que todas las reacciones de combustión son reacciones redox, aún sin saber que es lo que se quema?

 

No es este el lugar de entrar en detalles, pero lo cierto es que tanto el método de igualación por tanteo como el algebraico fallan en determinadas reacciones redox, y entonces resulta recomendable no emplearlos cuando las reacciones ocurren con cambios en los estados de oxidación. Observe que por ejemplo en

         x1KMnO4  + x2H2O2 + x3HCl  ->  x4Mn2+ + x5O2 + x6H2O + x7KCl

forman un sistema indeterminado, donde resultarían equivalentes –algebraica, pero no químicamente- varias soluciones

         2KMnO4  + 3H2O2 + 6HCl  ->  2MnCl2 + 4O2 + 2KCl + 6H2O

         2KMnO4  + 5H2O2 + 6HCl  ->  2MnCl2 + 5O2 + 2KCl + 8H2O

         2KMnO4  + 7H2O2 + 6HCl  ->  2MnCl2 + 6O2 + 2KCl + 10H2O

 

El método de igualación que debemos usar en las ecuaciones redox es el llamado del ión-electrón, en el que se desdoblan las ecuaciones en dos, una semi-reacción en la que ocurre la oxidación y otra en la que ocurre la reducción. En el mismo ejemplo del comienzo:

          HCl + Zn ->  ZnCl2 + H2

que escrita en forma iónica es

          H+ + Cl- + Zn ->  Zn2+ + Cl- + H2

se descartan los iones espectadores, y se “arman” las dos semi-reacciones, equilibrándolas atómica y eléctricamente:

          2 H+ + 2 e-  ->  H2

          Zn  ->  Zn2+ + 2 e-

Donde con “e- ” representamos los electrones, responsables en su ir y venir, del cambio en el estado de oxidación de los elementos. La suma de estas dos semi-reacciones nos devuelve la ecuación iónica neta,

          2 H+ + Zn + 2 e-  ->  2 e-  + Zn2+ +  H2

sólo falta reponer los iones espectadores. Muchas veces, para completar las semi-reacciones, es necesario “inventar” reactivos o especies que no necesariamente existen. En

          C + H2SO4    ->       CO2 + SO2 + H2O

los elementos que cambian de estado de oxidación son el carbono y el azufre. Escribimos

          C + 2 H2O   ->       CO2 + 4 H+ + 4 e-

          SO4 2- + 4 H+ + 2 e-  ->     SO2 + 2 H2O

¿de donde salieron los protones? No importa, es sólo un recurso de igualación algebraica. Las especies H2O, H+ y HO- pueden usarse como comodines para balancear la cantidad de átomos en las semi-reacciones. La suma de las dos semi-reacciones, luego de cancelar los electrones,

                            C + 2 H2O   ->       CO2 + 4 H+ + 4 e-

          2 (SO4 2- + 4 H+ + 2 e-  ->     SO2 + 2 H2O)

nos devuelve la ecuación iónica neta,

          C + 2 H2O  + 2 SO4 2- + 8 H+ + 4 e-   ->   4 e- +  CO2  + 4 H+ + 2 SO2 + 4 H2O

que luego de algunas simplificaciones

                                 C +   2 SO4 2- + 4 H+ ->   CO2  +  2 SO2 + 2 H2O

Nos permite completar la ecuación molecular

                                          C + 2 H2SO4    ->   CO2  +  2 SO2 + 2 H2O

 

30En las siguientes reacciones redox  identifique al agente oxidante y al agente reductor, y sepárelas en sus dos semi-reacciones.

                a) 2Sr + O2   ->    2SrO

                b) 2Na + S    ->    Na2S

                c) 2Li + H2   ->    2LiH

                d) 2Cs + Br2  ->   2CsBr

                e) 3Mg + N2   ->    Mg3N2

                f) Zn + I2    ->    ZnI2

                g) 2C + O  ->      2CO

                h) 4Fe + 3O2    ->     2Fe2O3

                i) Cl2 + 2NaBr   ->    2NaCl + Br2

                j) Si + 2F2     ->    SiF4

                k) H2 + Cl2    ->      2HCI

 

31.  Complete y balancee con el método del ión-electrón la siguiente ecuación redox.

       MnO4- + SO2 ->     Mn2+ + HSO4-

 

32.  Balancee las siguientes ecuaciones redox por el método del ión-electrón:

      a) MnSO4 + H2O2       ->      MnO2 + H2SO4 

      b) K2Cr2O7  +  K2C2O4  + H2SO4  ->   Cr2(SO4)3  + CO2 + H2O +K2SO          

      c) KClO3  + KCl   ->   KClO2                 

      d) K2S2O3  +  I2    ->   KI + K2S4O6              

      e) H2O2 +   FeSO4 + H2SO4    ->   Fe2(SO4)3 + H2O                     

      f) Bi(OH)3 + Na2SnO2     ->  Na2SnO3  + Bi  +  H2O       

      g) KCN + KMnO4 + H2SO4   ->     KCNO + MnO2 + K2SO4 + H2O              

      h) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4  ->     Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O           

      i) Br2 + NaOH  ->  NaBrO3 + NaBr + H2O                         

 

33.   Teniendo en cuenta los números de oxidación, encuentre cual de los siguientes óxidos no podría reaccionar con el oxígeno molecular: NO, N2O, SO2, SO3, P4O6.

 

34.  ¿Cuál es la característica distintiva de las reacciones de dismutación o desproporción? ¿Que condiciones debe satisfacer el número de oxidación de un elemento en un compuesto para que pueda protagonizar una reacción de dismutación? 

 

35.   El nitrato de amonio (NH4NO3) es térmicamente inestable, se descompone liberando vapor de agua, y óxido de nitrógeno (II) y nitrógeno gaseosos. Escriba la reacción balanceada.

 

36.   El ión Mn3+ es inestable en solución acuosa, y dismuta para dar Mn2+ y óxido de Mn(IV), más  iones H+.  Escriba una ecuación iónica neta balanceada para esta reacción.

 

37. Las semi-reacciones a continuación ¿corresponden a distintos sistemas o son sólo distintas interpretaciones de una misma transformación?

      MnO4- + 8H+  + 5e-  ->     Mn2+ + 4H2O

      MnO4- + 4H2O + 5e-  ->     Mn2+ + 8HO-

 

38.  La reacción de descomposición del agua oxigenada ¿es una reacción redox?

       2H2O2 -> 2H2O + O2

¿y la reacción de formación de ozono?

       3O2(g) ->  2O3(g)

 

39.  El acero es una mezcla de hierro con pequeñas cantidades de carbono, manganeso y otros elementos.  Para determinar la cantidad de manganeso presente en una muestra de acero, parte de ella primero se disuelve en ácido nítrico concentrado; la reacción entre el Mn y el HNO3 da Mn2+ y NO2 .En una segunda etapa, el ión Mn2+ se trata con una solución ácida de ión peryodato (IO4-) para dar los iones MnO4- y IO3-.  Por último, se determina la concentración de la solución de permanganato haciéndola reaccionar con una solución estándar de FeSO4.  Escriba una ecuación balanceada para cada etapa.

 

40.   El oro no se disuelve en ácido nítrico concentrado, ni en ácido clorhídrico concentrado; sin embargo, el metal se disuelve en una mezcla de los dos ácidos llamada agua regia (una parte de HNO3 por tres partes de HCl en volumen). Escriba una ecuación balanceada para esta reacción. (Nota: entre los productos de esa reacción se encuentran el HAuCl4 y el NO2)

 

41.  A un estudiante se le dio una muestra que puede ser de sulfato(VI) de hierro(II) o de sulfato(VI) de hierro(III).  Sugiera un procedimiento químico para identificar la sustancia.

 

42. Escriba la ecuación que representa la reacción entre una solución acuosa de bromo y otra de tiosulfato de sodio (Na2S2O3), en medio ácido

 

43.   Escriba ecuaciones balanceadas para los siguientes procesos redox, y busque en su libro de texto posibles explicaciones para los cambios de aspecto:

a) cuando se agrega yoduro de potasio a peróxido de hidrógeno acidulado, se forma una coloración rojiza.

b) Cuando se agrega sulfito de sodio a una solución ácida de dicromato de potasio, la solución cambia de anaranjada a verde.

e) cuando se agrega óxido de manganeso (IV) a una solución de ácido clorhídrico se desprende un gas de olor sofocante.

 

¿Es posible determinar en que sentido ocurrirá una una reacción redox, así como vimos que lo era en las neutralizaciones y las reacciones de precipitación?  En este curso veremos solamente una herramienta rudimentaria, la “tabla de desplazamiento”, aplicable a casos sencillos:

 

  Ba   Ca   Na   Mg   Al   Zn   Cr   Fe   Cd   Co   Ni   Sn   Pb   H   Cu   Hg   Ag   Pt   Au

 

Esta tabla de una sola fila tiene, a la izquierda del hidrógeno, todos los metales que pueden “desplazarlo” en su unión con aniones con los que forma ácidos:

          Zn + H2SO4 -> H2 + ZnSO4     es una reacción redox posible, pero

          Cu + H2SO4 -> H2 + CuSO4     no lo es.

Todos los elementos de la tabla de desplazamiento están ordenados de la misma manera:

          Fe + CuSO4 -> Cu + ZnSO4     es una reacción redox posible, pero

          Cu + FeSO4 -> Fe + CuSO4     no lo es.

 

44. Explique el uso de la serie de actividad en las reacciones de desplazamiento.

 

45.   ¿Cuál de los siguientes metales puede reaccionar con agua pura a temperatura ambiente? a) Au,      b) Li,      c) Hg,     d) Ca      e) Pt.

 

46.  Prediga los resultados de las siguientes reacciones usando la serie de actividad, y balancee las ecuaciones y escriba la ecuación iónica neta en cada caso:

       a) Cu(s) + HCl(ac)   ->

       b) I2(s) + NaBr(ac)     ->        

       c) Mg(s) + CuSO4(ac)    ->

       d) Cl2(g) + KBr(ac)    ->        

 

Si ya ha completado la ejercitación, le convendrá volver sobre el caso

         x1KMnO4  + x2H2O2 + x3HCl  ->  x4Mn2+ + x5O2 + x6H2O + x7KCl

en el que vimos que tanto el método de igualación por tanteo como el algebraico no deben usarse en los sistemas redox porque pueden fallar dando soluciones que igualan la cantidad de átomos, pero no la de electrones, como por ejemplo

         2KMnO4  + 7H2O2 + 6HCl  ->  2MnCl2 + 6O2 + 2KCl + 10H2O

En la formación de cada ión Mn2+ hay una caída de 5 unidades de número de oxidación (toma de 5 electrones, decimos) mientras que en la formación de cada O2 hay una entrega de 2 electrones, de modo que la relación molar O2 / Mn2+ no puede ser otra que 5 / 2 como en

          2KMnO4  + 5H2O2 + 6HCl  ->  2MnCl2 + 5O2 + 2KCl + 8H2O

 

(volver)