Unidad 3_reacciones químicas y soluciones

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Unidad 3
1
Universidad de Concepción
Facultad de Ciencias Químicas
Química General para Ingeniería
Unidad 3
Tema: Reacciones químicas.
Soluciones.
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REACCIONES QUÍMICAS. 
• Ecuaciones químicas: escritura, 
balanceo y significado
• Soluciones (unidades de concentración)
• Algunos tipos de reacciones químicas.
NOTA: el desarrollo de esta unidad requiere 
de conocimientos de nomenclatura.
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Se denomina REACCIÓN QUÍMICA
al proceso que permite que una o más 
sustancias se transformen en otras 
sustancias.
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• La reacción química es sólo un 
reordenamiento de átomos.
• En la reacción química se conserva el 
número de átomos.
• En la reacción química NO se interviene 
el núcleo de los átomos.
• La REACCIÓN QUÍMICA se 
representa, en forma abreviada, 
mediante una ECUACIÓN QUÍMICA.
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• Como toda ecuación, la ecuación química 
(e.q.), tiene dos miembros.
• Las sustancias al lado izquierdo se 
denominan REACTANTES o reaccionantes 
y las del lado derecho, PRODUCTOS.
Reactantes = Productos
• El signo = puede reemplazarse por
y su significado es “se transforma en”. 
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• En la e.q. tanto los REACTANTES como 
PRODUCTOS se representan mediante la 
FÓRMULA del compuesto ó el SÍMBOLO del 
elemento.
• En la e.q. se trata de incorporar el máximo de 
información posible.
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• El estado en que participan reactantes y 
productos, se indica en forma abreviada y 
entre paréntesis inmediatamente después de 
la fórmula o del símbolo.
Ejemplos. 
H2 O(l) CO(g) H2 O(s) H2SO4 (aq)
donde 
(s) = sólido; (l) = líquido; (g) = gas
(aq) ó (ac) = en solución acuosa 
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• La ecuación debe escribirse en forma 
balanceada. Esto requiere que para cada 
elemento se cumpla:
N° de átomos en REACTANTES = N° de átomos 
en PRODUCTOS
• El balance de una e.q. se logra anteponiendo a 
cada FÓRMULA un N° que permita cumplir 
con el requisito indicado en el punto anterior.
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• Este número se determina “ensayando”
(por tanteo) y en casos más complicados 
se recurre a métodos específicos para 
balancear ecuaciones.
• Una vez balanceada la ecuación es 
necesario saber INTERPRETARLA.
• La interpretación de una ecuación 
química permite hacer cálculos 
(cuantitativos). 
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A continuación se dan ejemplos de:
• Reacciones (descripción).
• Ecuaciones (escritura).
• Balance de ecuaciones.
• Interpretación de ecuación.
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Reacciones/Balance/ejemplo 1.
El óxido nítrico, NO, se forma a partir de N2 y de O2. 
Esta reacción ocurre en motores de combustión, 
hornos de soplado, en tormentas eléctricas y cada 
vez que el aire se calienta fuertemente. 
Para la reacción de formación del óxido nítrico: 
a) identifique reactantes y producto 
b) escriba la ecuación (balanceada)
c) interprétela en términos de: 
- partículas (moléculas o átomos)
- moles 
- masa
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Sustancias Fórmula Estado Reactante o Producto
Nitrógeno: N2 (g) Reactante
Oxígeno: O2 (g) Reactante a)
Óxido nítrico: NO (g) Producto
Reacción: N2(g) + O2(g) = NO(g)
Balance: N2(g) + O2(g) = 2 NO(g) b)
ó 1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) = NO(g)
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c) Interpretación de la ecuación:
N2(g) + O2(g) = 2 NO(g)
1 molécula 1 molécula 2 moléculas 
1 mol 1 mol 2 moles
28,014 uma 32,000 uma 2 x 30,007 uma
28,014 g 32,000 g 60,014 g
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Reacciones/Balance/ejemplo 2.
En el flash de una cámara fotográfica ocurre 
el siguiente cambio: un alambre de magnesio 
reacciona con oxígeno y produce óxido de 
magnesio. A consecuencia de este cambio se 
produce un calentamiento del sistema y una 
iluminación.
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Sustancias Fórmula Estado Reactante o 
Producto
Magnesio: Mg (s) Reactante
Oxígeno: O2 (g) Reactante
Óxido de 
magnesio: MgO (s) Producto 
Reacción: Mg(s) + O2(g) = MgO(s)
Balance: Mg(s) + 1/2 O2(g) = MgO(s)
ó 2 Mg(s) + O2(g) = 2 MgO(s)
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Interpretación de la ecuación:
2 Mg(s) + O2(g) = 2 MgO(s)
2 átomos 1 molécula 2 unidades fórmula
1,2x1024 átomos 6x1023 moléculas 1,2x1024 unid. fórm.
2 moles 1 mol 2 moles
2 x 24,035 uma 32,000 uma 2 x 40,035 uma
48,070 g 32,000 g 80,070 g
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Reacciones/Balance/ejemplo 3.
En motor de combustión de un automóvil 
ocurre el siguiente cambio: el hidrocarburo 
octano ( C8H18) es una de los componentes 
de la gasolina y él se mezcla con oxígeno 
del aire quemándose para producir dióxido 
de carbono y vapor de agua.
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Sustancias Fórmula Estado Reactante o Producto
Octano: C8H18 (l) Reactante
Oxígeno: O2 (g) Reactante
Dióxido de
Carbono: CO2 (g) Producto
Agua: H2O (g) Producto
Reacción: C8H18(l) + O2(g) = CO2(g) + H2O(g)
Balance:
C8H18(l) + 25/2 O2(g) = 8 CO2(g) + 9 H2O(g)
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Interpretación de la ecuación:
C8H18(l) + 25/2 O2(g) = 8 CO2(g) + 9 H2O(g)
2 C8H18(l) + 25O2(g) = 16 CO2(g) + 18H2O(g)
2 25 16 18
2x114,232 25x32,00 16x44,011 18x18,016
228,464 g 800,00 g 704,176 g 324,288 g
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Reacciones/Balance/ejemplo 4.
Cuando se calientan cristales de clorato de 
potasio justo hasta antes de su punto de 
fusión, él reacciona para formar dos 
compuestos cristalinos: cloruro de potasio y 
perclorato de potasio.
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Sustancias Fórmula Estado Reactante o 
Producto
Clorato 
de potasio: KClO3 (s) Reactante
Cloruro
de potasio: KCl (s) Producto
Perclorato de 
potasio: KClO4 (s) Producto 
Reacción: KClO3(s) = KCl(s) + KClO4(s)
Balance: 4 KClO3(s) = KCl(s) + 3 KClO4(s)
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Interpretación de la ecuación:
4 KClO3(s) = KCl(s) + 3 KClO4(s)
4 u. f. 1 u. f. 3 u. f.
4 moles 1 mol 3 moles
4 x 122,5 uma 74,55 uma 3 x 138,5 uma
490,19 g 74,55 g 418,64 g
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N2(g) + O2(g) = 2 NO(g)
2 Mg(s) + O2(g) = 2 MgO(s)
2 C8H18(l) + 25O2(g) = 16 CO2(g) + 18H2O(g)
4 KClO3(s) = KCl(s) + 3 KClO4(s)
Los números que preceden las fórmulas en la 
ecuación química se denominan COEFICIENTES 
ESTEQUIOMÉTRICOS.
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SOLUCIONES (o disoluciones).
• Definición
• Tipos de soluciones
– No-electrolitos
– Electrolitos
• Electrolitos fuertes
• Electrolitos débiles
• Concentración de soluciones, unidades de 
concentración
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Definiciones.
SOLUCIÓN: es una mezcla homogénea de 
dos o más sustancias.
Recordar el significado exacto de 
“homogéneo”.
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• Cualquier sistema homogéneo presenta sólo 
UNA FASE.
• FASE es una parte homogénea de un sistema.
• En un sistema formado por varias fases, ellas 
están en contacto pero separadas entre sí por 
límites bien definidos.
Ejemplos: 1) H2O(l) y H2O(s) 2 fases
2) aceite, mercurio 
y solución de vinagre 3 fases
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• Las sustancias que forman una solución se 
denominan COMPONENTES de la solución.
• Una solución tiene dos o más componentes.
• Los componentes de la solución reciben el 
nombre de:
SOLVENTE (o disolvente)
o
SOLUTO
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• SOLVENTE:es el componente de la 
solución que actúa como medio para disolver 
a los otros componentes. Generalmente es el 
componente mayoritario de la solución (pero 
no siempre).
• SOLUTO: componente(s) que se disuelve(n) 
en el solvente. 
• Una solución tiene siempre UN SOLVENTE, 
pero puede tener UNO ó MÁS SOLUTOS. 
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¿Qué aspecto tiene una solución?
El aspecto de una solución depende del estado en que 
ella se presente.
Ejemplos:
Solución gaseosa: cualquier mezcla de gases, ej. aire
Solución líquida: leche, bebidas:de té, de fantasía...
Solución sólida: aceros (Fe, C, W, Cr, Mn, Co)
bronce (Cu, 10% Sn)
La solución sólida se denomina aleación.
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¿Cómo se prepara una solución?
• Simplemente mezclando los componentes.
Ejemplos de preparación de solución líquida:
1) gas se disuelve en líquido
HCl(g)
Soluto: el gas 
Solvente: el líquido 
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2) Líquido se disuleve en líquido:
soluto
3) Sólido en líquido:
soluto
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¿Cómo se representa una solución?
• Se escribe la fórmula del soluto seguida de una 
abreviación del solvente que va entre 
paréntesis.
Ejemplos: 
– Solución acuosa de:
• cloruro de sodio => NaCl(ac)
• etanol => C2H5OH (ac)
– Solución de tolueno en benceno => C7H8(benc)
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Soluciones acuosas.
• Los solutos que se disuelven en agua se agrupan 
en dos categorías:
no-electrólitos
electrólitos 
Esta clasificación es válida sólo para soluciones 
acuosas
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• ELECTRÓLITO: es una sustancia que 
cuando se la disuelve en agua forma una 
solución que conduce la corriente 
eléctrica. (El requisito para que una solución 
sea conductora de la electricidad es que ella 
contenga iones). Por lo tanto se puede decir 
que un ELECTRÓLITO genera iones en 
la solución. 
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Ejemplos de electrólitos.
1) Cloruro de sodio: NaCl (fuerte)
2) Ácido nítrico: HNO3 (fuerte)
3) Sulfuro de plata: Ag2S (fuerte)
4) Ácido cianhídrico: HCN (débil)
5) Amoníaco: NH3 (débil)
6) Nitrito de potasio: KNO2 (fuerte)
….etc. ….. 
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Los electrólitos a su vez se calsifican en:
Electrólitos fuertes:
Son las especies que disocian 
completamente (100%) en iones.
Ejemplos: NaCl; HNO3; KClO3 
…
Electrólitos débiles:
Son las especies que disocian parcialmente
(menos de 100%) en iones.
Ejemplos: HCN; NH3; HNO2 …
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Ejemplos de electrólitos fuertes.
1) Al disolver NaCl en agua se obtiene una 
solución conductora de electricidad, lo que 
implica que en la solución formada hay iones. 
Estos iones provienen del soluto y son 
Na+ y Cl-
Por ser electrolito fuerte todo el NaCl disocia 
en iones. Entonces, para la solución lo correcto 
es escribir: Na+ (ac) + Cl- (ac).
(La especie NaCl no existe en la solución)
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2) Nitrato de potasio:
La solución acuosa de KNO3 se escribe:
KNO3(ac) K+ (ac) + NO3-(ac)
3) Sulfato de sodio:
Solución acuosa de Na2SO4 se escribe:
Na2SO4(ac) 2Na
+(ac) + SO42
-(ac)
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Las soluciones de electrólitos débiles contienen: 
• la especie sin disociar y
• los iones provenientes de la disociación parcial
Ejemplo: La solución acuosa de HCN contiene:
HCN(ac); H+(ac) y CN-(ac)
(además del solvente: agua)
HCN
H+
CN-
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Ejemplo de no-electrólitos.
Al disolver C6H12O6 en agua se obtiene una 
solución que no conduce la corriente eléctrica, lo 
que implica que en la solución formada no hay 
iones. 
El soluto no genera iones, queda en la misma 
forma que establece su fórmula.
Entonces, para representar la solución lo correcto 
es escribir: C6H12O6(ac)
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Otros ejemplos de no-electrólitos son:
Urea: (NH2)2CO
Etanol: C2H5OH
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Unidades de concentración.
Las unidades de concentración que se estudiarán 
son:
• MOLARIDAD
• MOLALIDAD
• % EN PESO (% MASA)
• g/L
• FRACCIÓN MOLAR
• PPM
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Molaridad.
Expresa los MOLES de SOLUTO
contenidos en UN LITRO de SOLUCIÓN.
El símbolo para la MOLARIDAD es M.
Ejemplo: Solución de glucosa 3M significa 
que en 1 L de la SOLUCIÓN hay 3 moles 
de glucosa.
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Ejemplos.
1) Calcule la molaridad de una solución de 
ácido clorhídrico sabiendo que 455 mL de 
la solución contienen 1,82 moles del 
ácido. Resp: 4 M
2) ¿Cuántos moles de soluto hay en 84 mL 
de una solución 0,50 M de KI? 
Resp: 0,042 moles
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3) ¿Cuántos litros de solución 3,30 M de sacarosa, 
contienen 135 g de soluto?
sacarosa es el soluto 
3,30 moles sacarosa => en 1 L de solución
135 g sacarosa => ¿en qué volumen?
g moles ó moles g
Sacarosa => C12 H22 O11 => M = 342,31 g/mol
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Si g moles
394,0
l342,31g/mo
g 135 sacarosa moles ==
sacarosa mol 0,394
solución L x
sacarosa moles 3,30
solución 1L
=
X = 0,1195 L 0,120 L = 120 mL 
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Molalidad.
Expresa los MOLES de SOLUTO contenidos en 
UN kilógramo de SOLVENTE.
El símbolo para la MOLALIDAD es m.
Ejemplo: Solución de glucosa 1,5 m significa que 
en 1 kg de SOLVENTE hay 1,5 moles de glucosa.
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Ejemplos.
1) ¿Cuál es la concentración molal de una 
solución preparada disolviendo 10 g de 
KNO3 en 115 g de agua? 
Resp: 0,86 m
2) Una solución acuosa contiene 0,20 moles de 
soluto por cada 750 mL de agua, ¿cuál es la 
molalidad de la solución? La densidad del 
agua es 1g/mL. 
Resp: 0,27 m
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El % en peso expresa la masa de SOLUTO
en 100 unidades de masa de SOLUCIÓN.
El símbolo para porcentaje en peso es %p/p.
Ejemplo: Solución acuosa al 5 % en peso significa 
que contiene:
5 g de SOLUTO en 100 g de SOLUCIÓN
5 kg “ “ “ 100 kg “ “
5 lb “ “ “ 100 lb “ “ etc.
Porcentaje en peso (en masa)
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¿Cuál es el % en peso de una solución preparada 
disolviendo 2 moles de CaCl2 en 350 mL de 
agua? 
2 moles de CaCl2 => 2x110,984 = 221,968 g
350 mL agua => 350 g agua
x = 38,8 g de CaCl2
La solución es 38,8 % en peso
solución g 100
CaCl gx 
solución g 350) (221,968
CaCl g 221,968 22 =
+
Ejemplo.
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Una solución acuosa es 12,0 % en peso de 
H2SO4, ¿cuántos gramos de esta solución 
contiene 0,5 mol de H2SO4? M H2SO4 = 98,082 
g/mol.
Resp: 409 g 
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La unidad de concentración g/L expresa los 
GRAMOS de SOLUTO contenidos en UN LITRO 
de SOLUCIÓN.
El símbolo para gramos por litro es g/L.
Ejemplo: Solución 10 g/L de NaOH significa que 
cada litro de solución contiene 10 g de NaOH.
g/L (gramos por litro)
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No confundir:
concentración de la solución en g/L 
(g soluto; volumen de solución)
con 
densidad de la solución
(g solución; volumen de solución)
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Ejemplo.
¿Cuál es la concentración en g/L de una 
solución preparada disolviendo 7,58 g de 
glucosa en suficiente cantidad de agua para 
formar 250 mL de solución? 
Resp: 30,32 g/L
¿Cuál es la M de la solución anterior?
Resp: 0,168 M
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La FRACCIÓN MOLAR expresa los 
MOLES de SOLUTO contenidos en UN 
MOL de SOLUCIÓN.
El símbolo de fracción molar es x
Ejemplo: Solución de glucosa de x = 0,08 
significa que 1 mol de la solución contiene 
0,08 mol de glucosa. 
Fracción molar, símbolo: x
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Ejemplo.
Calcule la fracción molar de Na2CO3 de una solución 
formada por 1g de NaCl, 1g de Na2CO3 y 98 g de agua. 
(M Na2CO3 = 105,99 g/mol; M NaCl = 58,44 g/mol y M H2O = 
18,02 g/mol). Resp: 0,0017
¿Cuál es la fracción molar de NaCl en la solución 
anterior? Resp: 0,0031
¿Cuál es el %p/p de solutos en la solución?
Resp: 2%p/p
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Expresa LAS PARTES DE SOLUTO
contenidas en UN MILLÓN DE PARTES 
DE SOLUCIÓN.
Esta unidad de concentración se usa para 
expresar concentraciones muy pequeñas => 
muy bajos contenidos de soluto (trazas de 
soluto).
Partes por millón, símbolo: ppm
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Las relaciones soluto/solución pueden ser:
masa soluto/ 1.000.000 masa solución
ó masa soluto en g / 1.000.000 mL solución
Ejemplo:
Solución 1 ppm significa que contiene:
– 1 g de soluto en 1.000.000 g de solución
– 1 mg de soluto en 1 kg de solución
– etc.
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Otro ejemplo:
Suponga una solución acuosa que contiene 5 mg de 
soluto en 1 L de solución. ¿Cuál es su concentración 
en ppm?
El reemplazo de 1 L de solución por 1 kg de solución 
se justifica debido a que la muy baja concentración 
de la solución permite suponer que su densidad es 
prácticamente igual a la del agua, esto es 1kg/L.
ppm 5 
solución mg 1.000.000
soluto 5mg
solución 1kg
soluto 5mg
solución 1L
soluto 5mg
==
==
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Cualquier unidad de concentración refiere:
la cantidad de SOLUTO (masa, moles)
contenida en
una cantidad de SOLUCIÓN (masa, moles, 
volumen)
o
una cantidad de SOLVENTE (masa)
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Conversión unidades de concentración:
M x
Msoluto Msoluto Msoluto
Msolvente % p/p
Msolvente Msolvente
densidad 
g/L solución m
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Problemas:
1. Una solución acuosa de peróxido de hidrógeno al 
30,0 % p/p tiene densidad 1,11 g/mL. Calcule su: 
a) molalidad, b) fracción molar, c) molaridad.
M: agua = 18,016 g/mol; 
peróxido de hidrógeno = 34,016 g/mol
Resp: a) 12,6 m; b) xperóxido de H = 0,185
c) 9,79 M
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2. Una muestra de ácido clorhídrico 
concentrado comercial es 11,8 M y su 
densidad es 1,190 g/mL. Exprese la 
concentración de la solución en: a) %p/p, b) 
molalidad, c) fracción molar y d) g/L
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Dilución y concentración de soluciones.
Una solución modifica su concentración si se:
• agrega solvente => la solución se DILUYE, 
conc disminuye
• agrega soluto => la solución se CONCENTRA
conc. aumenta
• quita solvente => la solución se CONCENTRA
conc. aumenta
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Problemas.
1. Si a una solución 0,8 M se le agrega solvente 
hasta duplicar su volumen, ¿cuál es su nueva 
molaridad?
Respuesta:
La solución original tiene 0,8 mol soluto en 
1L, al duplicar su volumen los 0,8 moles 
quedan en 2 L de solución. Por lo tanto la 
molaridad de la solución diluida es:
0,8 mol/2 L = 0,4 M.
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Al diluir la solución los moles de soluto NO 
CAMBIAN:
• inicialmente son:
moles soluto iniciales = Mi(mol/L) x Vi (L)
• al final son:
moles soluto finales = Mf (mol/L) x Vf (L)
Luego se cumple que:
Mi(mol/L) x Vi (L) = Mf (mol/L) x Vf (L)
0,8 mol/L x V(L) = Mf (mol/L) x 2V (L)
Mf = 0,4 (mol/L)
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2. A 30 mL de una solución acuosa 1,5 M de 
NaOH se agrega agua hasta que el volumen 
aumenta a 40 mL. Determine la molaridad 
de la solución diluida. 
Resp: como el soluto no cambia se cumple:
Mi(mol/L) x Vi (L) = Mf (mol/L) x Vf (L)
1,5 mol/L x 0,030 L = Mf (mol/L) x 0,040 (L)
Mf = 1,125 (mol/L) 
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3. 100 mL de solución 0,25 M se somete a 
proceso de evaporación de solvente hasta 
reducir su volumen a 40 mL. ¿Cuál es la 
molaridad de la solución concentrada?
4. A 30 mL de solución de fracción molar 
0,090 en NaCl y de densidad 1,05 g/mL, 
se agrega 0,180 g de NaCl. ¿Cuál es la 
fracción molar de NaCl en la solución 
final?
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5. A medio litro de solución 2 m de NaNO3 y 
densidad 1,08 g/mL, se agrega medio litro 
de agua. ¿Cuál es la molalidad de la 
solución diluida?
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Unidad 3
70
Algunos tipos comunes e importantes de 
reacciones químicas en solución acuosa.
1. Reacciones de precipitación.
2. Reacciones ácido base.
3. Reacciones de óxido-reducción
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
71
Reacciones de precipitación.
• Estas reacciones se caracterizan porque 
en ellas se forma un compuesto que es 
poco soluble en agua. 
• El compuesto poco soluble es 
– iónico
– más denso que la solución y por lo 
tanto se deposita en el fondo del 
recipiente => se dice que precipita.
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Unidad 3
72
• Para identificar o para escribir una reacción de 
precipitación se debe conocer sobre la 
SOLUBILIDAD en agua de los compuestos 
iónicos.
• ¿Qué es SOLUBILIDAD de un compuesto?
SOLUBILIDAD: es la cantidad MÁXIMA de 
compuesto que se disuelve en cierta cantidad dada 
de solvente a temperatura especificada.
• SOLUBILIDAD => concentración máxima,
depende de la temperatura.
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Unidad 3
73
Solubilidad de compuestos iónicos en agua a 25°C.
Aprender reglas de solubilidad:
tabla 3.3 pág 98 Chang 4a. Ed.
ó tabla 4.2 pág. 113 Chang 6a. Ed.
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Unidad 3
74
Solubilidad de compuestos iónicos en agua a 25°C.
de Ag+, Hg22+ y Pb2+Haluros (Cl-, Br - y I –)
no hayNitratos (NO3-) , carbonatos 
hidrógeno (HCO3- ) y cloratos 
(ClO3-)
de Ag+, Ca2+, Sr2+, 
Ba2+, y Pb2+
Sulfatos (SO42-)
no hayde iones de metales alcalinos 
(Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ ) y de 
ion amonio (NH4+ )
ExcepcionesSon SOLUBLES los 
compuestos:
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Unidad 3
75
Los de iones de 
metales alcalinos, 
ion amonio y ion 
Ba2+
Hidróxidos
Los de iones de 
metales alcalinos y 
ion amonio
Carbonatos (CO32-), fosfatos 
(PO43-), cromatos (CrO42-) 
sulfuros (S2-)
Excepciones:Son INSOLUBLES los:
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Unidad 3
76
Ejemplos de reacciones de precipitación:
1. nitrato de plata(ac) + cloruro de sodio(ac) = ?
AgNO3(ac) + NaCl(ac) = ?
Ag+(ac) + NO3-(ac) + Na+(ac) + Cl-(ac) = ?
Nitrato de sodio cloruro de plata
Soluble => NO3-(ac) + Na+(ac) insoluble => AgCl(s)
iones espectadores
Reacción iónica neta:
Ag+(ac) + Cl-(ac) → AgCl(s)
precipitado blanco
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Unidad 3
77
2. ioduro de amonio + nitrato de plomo = ?
NH4I (ac) + Pb(NO3) 2 (ac) = ?
NH4+(ac) + I- (ac) + Pb2+(ac) + 2NO3-(ac) = ?
Nitrato de amonio ioduro de plomo
Soluble => NO3-(ac) + NH4+(ac) insoluble => PbI2(s)
iones espectadores
Reacción iónica neta:
Pb2+(ac) + 2 I-(ac) → PbI2 (s)
precipitado amarillo
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Unidad 3
78
La ecuación que represente una reacción de 
precipitación debe estar perfectamente 
balanceada: en materia y en carga.
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Unidad 3
79
Reacciones ácido-base.
• Son las reacciones que ocurren entre una 
sustancia que tiene propiedades de ACIDO y 
otra cuyas propiedades son de BASE.
• Para identificar y para escribir una reacción 
ácido-base es necesario conocer que es 
ACIDO y qué es BASE.
• Se estudiarán dos TEORÍAS ÁCIDO-BASE.
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
80
a) Teoría ácido-base de Arrhenius.
De acuerdo a esta teoría:
ACIDO: es una especie que en solución 
acuosa libera iones H+.
BASE: es cualquier especie que en 
solución acuosa genera iones OH-.
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Unidad 3
81
Ejemplos de ÁCIDOS de Arrhenius:
HCl(ac) CH3COOH(ac) NH4+(ac) H2S(ac)
HS-(ac) H2CO3(ac) H3PO4(ac) HCO3- (ac) 
etc.
Según el número de H+ que libere el ácido se 
denomina: monoprótico (1) HNO3
diprótico (2) H2S
triprótico (3) H3PO4
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
82
Ejemplos de BASESde Arrhenius:
NaOH(ac) NH4OH (ac) Ba(OH)2
Según el número de OH- que liberes 
pueden ser monobásicas o dibásicas.
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Unidad 3
83
b) Teoría ácido-base de Brønsted.
De acuerdo a esta teoría:
ACIDO: es una especie que libera iones H+.
BASE: es cualquier especie que capta ion H+.
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Unidad 3
84
Ejemplos de ACIDOS de Brønsted.
HCl HNO3 HNO2
H2SO4 HSO4-
H3PO4 H2PO4- HPO42-
H2CO3 HCO3-
Todos los ácidos de Arrhenius son también 
ácidos de Brønsted.
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Unidad 3
85
Ejemplos de BASES de Brønsted.
NO2-
HSO4-
H2PO4- HPO42- PO43-
HCO3- CO32-
H2O
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Unidad 3
86
¡Atención!
Hay especies que tienen ambos caracteres: 
son ácidos y también son bases. 
Estas especies se denominan anfolitos. 
Tam-bién se dice que tienen carácter 
anfótero (ácido y base a la vez)
Ejemplos de anfolitos:
HCO3- H2O HPO42-
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Unidad 3
87
El ion HCO3- es anfolito porque:
libera ion H+ actuando como ACIDO:
HCO3- (ac) H+(ac) + CO32-(ac)
acepta ion H+ actuando como BASE:
HCO3- (ac) + H+(ac) H2CO3(ac) 
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Unidad 3
88
Los ACIDOS y las BASES pueden ser 
FUERTES o DEBILES.
El segundo semestre se estudiarán con 
detalle. 
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
89
Reacciones ácido-base.
La reacción entre un ácido y una base se denomina 
REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN, (a pesar que 
el sistema final que resulta no siempre es neutro).
A) Según la teoría ácido-base de Arrhenius, en la 
reacción de neutralización intervienen:
ACIDO(ac) + BASE(ac) H2O(l) + SAL(ac ó s)
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Unidad 3
90
Ejemplos:
1.- Ácido nítrico + hidróxido de sodio = ?
HNO3(ac) + NaOH(ac) = H2O(l) + NaNO3(ac)
ácido base agua sal
Los ácidos y las bases fuertes se escriben disociados en 
iones, al igual que los electrolitos. La ecuación iónica es:
H+(ac)+ NO3- (ac)+ Na+(ac)+ OH-(ac) = H2O(l)+Na+(ac)+NO3-(ac)
iones espectadores iones espectadores
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
91
Los iones espectadores se omiten en la ecuación 
ya que ellos están en la misma forma tanto en los 
reactantes como en los productos. 
Por lo tanto la REACCIÓN IÓNICA NETA es:
H+(ac) + OH-(ac) = H2O(l)
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Unidad 3
92
2. Ácido clorhídrico + hidróxido de bario = ? 
HCl(ac) + Ba(OH)2(ac) = H2O(l) + BaCl2(ac)
ácido base agua sal
Como la base es dibásica y el ácido monoprótico 
deben reaccionar 2 HCl por cada Ba(OH)2. Así, 
omitiendo (ac), la reacción es:
2H+ + 2Cl- + Ba2+ + 2 OH- = 2 H2O (l) + Ba2+ + 2Cl-
iones espectadores iones espectadores
Reacción iónica neta:
H+(ac) + OH-(ac) = H2O(l)
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Unidad 3
93
B) Según teoría ácido-base de Brønsted, en la 
reacción de neutralización intervienen:
Acido + Base Acido + Base
par ácido base conjugado
par ácido base conjugado
Un par ácido-base conjugado difiere sólo en H+
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Unidad 3
94
Ejemplos
1. ácido carbónico + amoníaco = ?
H2CO3(ac) + NH3(ac) = NH4+(ac) + HCO3-(ac)
ácido base ácido base
H2CO3 y HCO3- son un par ácido base conjugado
NH3 y NH4+ son par base-ácido conjugado
El producto de la reacción es carbonato hidrógeno 
de amonio y es una sal.
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Unidad 3
95
2. Nitrito de sodio + agua = ?
Na+(ac)+ NO2-(ac) + H2O(l) = ?
base ácido
Luego la reacción de neutralización es:
NO2-(ac)+ H2O(l) = OH-(ac) + HNO2(ac) 
base ácido base ácido
NO2- y HNO2 par base-ácido conjugado
H2O y OH- par ácido-base conjugado
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Unidad 3
96
Como en toda reacción, la ecuación que 
la representa una reacción debe estar 
balanceada en materia y en carga.
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Unidad 3
97
Reacciones de óxido-reducción. (Reac. redox)
Son reacciones en las cuales el cambio químico está 
provocado por transferencia de electrones entre los 
reactantes.
Las reacciones redox son unas de las más importantes 
dentro de los procesos químicos. Algunos ejemplos de 
ellas son:
• la formación de compuestos a partir de sus elementos,
• todas las reacciones de combustión,
• las reacciones en baterías para producir y generar 
electricidad,
• la producción de energía bioquímica, …etc.
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Unidad 3
98
Comprendamos el proceso con el cambio químico 
siguiente:
Mg(s) + 1/2 O2(g) = MgO(s)
Un átomo de Mg pierde 2 e- que pasan a un 
átomo de O quedando el magnesio como Mg2+ y 
el oxígeno O2-. Los iones Mg2+ y O2- formados 
se atraen electrostáticamente formando el 
compuesto iónico MgO.
El cambio químico ocurrió por traspaso de e-
desde el magnesio al oxígeno.
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Unidad 3
99
Terminología en reacciones redox.
Oxidación: es el proceso de pérdida de electrones.
Reducción: es el proceso de ganancia de e-.
En el ejemplo del MgO:
Oxidación: Mg Mg2+ + 2 e-
Reducción: ½ O2 + 2 e- O2-
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Unidad 3
100
En la oxidación, la especie que pierde
electrones se oxida.
En la reducción, la especie que gana
electrones se reduce.
En el ejemplo: 
el Mg se oxida
el O2 se reduce
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Unidad 3
101
• La especie que se oxida es reductora (hace que 
otra especie se reduzca).
• La especie que se reduce es oxidante (hace que 
otra se oxide).
• Si especie X gana e- => X se reduce => X es agente
oxidante
• Si especie Y pierde e- => Y se oxida => Y es agente
reductor
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Unidad 3
102
Con el propósito de “seguir” la transferencia 
de electrones en las reacciones redox, los 
químicos han “inventado” una asignación de 
números positivos y negativos para reconocer 
el átomo que pierde electrones y aquél que los 
gana.
Para esto a cada elemento que forma parte de 
una especie se le asigna un número que se 
denomina NÚMERO DE OXIDACIÓN
(N.O.) o ESTADO DE OXIDACIÓN.
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
103
El N.O. es ALGEBRAICO => tiene signo 
y el signo precede al número.
Ej: +3; -5; +1; 0; +6; -2; etc.
El N.O. no es carga. Recuerde que la carga 
de un ion o de una especie iónica se escribe, 
por ejemplo: 2+; 1-; 3+; etc. (el número 
seguido del signo).
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Unidad 3
104
Reglas para asignar números de oxidación 
(N.O.)
REGLAS GENERALES:
1.- Para elementos (Na, O2, Cl2, Ag, etc.), el N. O. es 
igual a cero.
2.- Para un ion monoatómico, el N. O. es igual a la 
carga del ion.
3.- La suma de los valores de los N. O. de todos los 
átomos en un:
- compuesto, es igual a cero
- ion poliatómico, es igual a la carga del ion
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
105
Reglas para átomos específicos o para familias en 
la tabla periódica:
-1 en combinación con metales, no metales 
(excepto O) y otros halógenos menores de la 
familia
Familia 17 (7A)
-1 en peróxidos
-2 en los demás compuestos excepto con F
Oxígeno
-1 en todos los compuestosFlúor
+1 en combinación con no metales
-1 en combinación con metales y boro
Hidrógeno
+2 en todos los compuestosFamilia 2 (2A)
+1 en todos los compuestosFamilia 1 (1A)
N. O.Para
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Unidad 3
106
RaFr
AtPoBiPbTlBaCs
ITeSbSnInSrRb
BrSeAsGeGaCaK
ClSPSiAlMgNa
FONCBBeLi
+7/-1+6/-2+5/3+4/-4+3+2+1NOmax/NOmin
171615141321Familia
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Unidad 3
107
Problema.
Determine los N. O. de cada elemento en los siguien-
tes especies: a) cloruro de cinc; b) trióxido de 
azufre; c) ácido cloroso; d) ion fosfato hidrógeno.
Respuestas:
a)ZnCl2 => NOZn + 2 NOCl = 0
NOZn + 2(-1) = 0
NOZn = +2
b) SO3 => NOS + 3 NOO = 0
NOS + 3 (-2) = 0 => NOS = +6
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Unidad 3
108
c) HClO2 NOH + NOCl + 2 NOO = 0
+1 + NOCl + 2 (-2) = 0
NOCl = +3
Conclusión: 
d) HPO4-2
NOH + NOP + 4 NOO = -2
+1 + NOP + 4 (-2) = -2
NOP = +5
2
2
31
OClH
−++
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
109
Resumiendo, los números de oxidación de 
cada elemento en las especies anterioresson:
2
2
31
OClH
−++
1
2
2
ClZn
−+ 2
3
6
OS
−+
−−++ 22
4
51
OPH
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
110
Problema.
Identifique el agente oxidante y el agente reductor 
en los siguientes sistemas:
0 +1 +6 –2 +3 +6 –2 0 
a) 2Al(s) + 3H2SO4(ac) = Al2(SO4)3(ac) + 3H2(g) 
(se oxida) (se reduce)
reductor oxidante
b) PbO(s) + CO(g) = Pb(s) + CO2(g)
c) 2 H2(g) + O2(g) = 2 H2O(g)
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
111
de tarea:
d) 2 Fe(s) + 3 Cl2(g) = 2 FeCl3(s)
e) 2 C2H6(g) + 7 O2(g) = 4 CO2(g) + 6 H2O(g)
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Unidad 3
112
Balance de reacciones redox.
El balance de las reacciones de óxido-
reducción se basa en igualar el número 
de electrones cedidos en la oxidación y el 
número de electrones captados en la 
reducción.
Al igualar los e- cedidos y captados se 
deducen los coeficientes estequiométricos
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
113
Se estudiarán dos métodos para balancear 
reacciones redox:
1. Método del N.O.
2. Método de semireacciones.
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
114
Método del número de oxidación:
1. Se escriben los N. O. de cada elemento en cada especie 
que intervienen en la reacción.
2. Se analizan la especies que ganan y pierden e- y en qué 
cantidad.
3. Se antepone a c/u de estas especies un número 
(coeficiente estequiométrico) de modo que resulten 
igualados los e- cedidos y captados.
4. Se balancean los átomos restantes dejando para el final 
el H y el O.
5. Se verifica el balance de carga en la reacción.
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
115
Ejemplo.
Balancear la siguiente reacción:
+7 -2 -1 +1 0 +2 +1 -2
MnO4- + Cl- + H+ = Cl2 + Mn2+ + H2O
5e- 1e-
1x 5e- 5x1e-
5e- 5e-
1 MnO4- + 5 Cl- + H+ = Cl2 + Mn2+ + H2O
MnO4- + 5 Cl- + H+ = 5/2 Cl2 + Mn2+ + H2O
MnO4- + 5 Cl- + H+ = 5/2 Cl2 + Mn2+ + 4 H2O
MnO4- + 5 Cl- + 8H+ = 5/2 Cl2 + Mn2+ + 4H2O
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
116
Balancear:
NO3- + Zn + OH- + H2O = Zn(OH)42- + NH3
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
117
-2 0 -2 +1 +1 -2 -2 +1 +1
NO3- + Zn + OH- + H2O = Zn(OH)42- + NH3
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
118
+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 -3 +1
NO3- + Zn + OH- + H2O = Zn(OH)42- + NH3
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
119
+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 -3 +1
NO3- + Zn + OH- + H2O = Zn(OH)42- + NH3
8e- 2e-
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
120
+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 -3 +1
NO3- + Zn + OH- + H2O = Zn(OH)42- + NH3
8e- 2e-
x1 x4
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
121
+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 -3 +1
1NO3- + 4Zn + OH- + H2O = Zn(OH)42- + NH3
8e- 2e-
x1 x4
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
122
+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 -3 +1
1NO3- + 4Zn + OH- + H2O = 4Zn(OH)42- + 1NH3
8e- 2e-
x1 x4
Los coeficientes en rojo ya se han fijado por lo tanto 
no se deben variar.
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
123
1NO3- + 4Zn + OH- + H2O = 4Zn(OH)42- + 1NH3
• los coeficientes de OH- y de H2O debe aportar los 
13 O y los 16 H que faltan en los reactantes
• los coeficientes pueden ser
6OH- y 7H2O o bien
7OH- y 6H2O
• la última alternativa es la correcta, luego la ecuación
balanceada es:
NO3- + 4Zn + 7OH- + 6H2O = 4Zn(OH)42- + NH3
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
124
TAREA.
Balancear por método de número de oxidación:
H2C2O4 + MnO4- + H+ = Mn2+ + CO2 + H2O
KNO3 + Fe(NO3)3 + Cr(NO3)3 + H2O = HNO3 + 
+ K2CrO4 + Fe(NO3)2
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
125
Método de las semirreacciones:
Este método se aplica para balancear reacciones que 
ocurren en solución. Consiste en:
1) separar la reacción en dos SEMIREACCIONES,
una semirreacción de oxidación (pérdida de e-)
una semirreacción de reducción (ganancia de e-)
2) balancear cada semireacción en forma separada
3) sumar las semireacciones balanceadas de modo que 
N° electrones cedidos = N° electrones captados.
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
126
Se distinguen dos procedimientos de balance según la 
reacción ocurra :
- en medio ácido
- en medio básico
El método de balance por semireacciones también se 
le conoce como método de ión-electrón.
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
127
Balance en medio ácido:
Las especies disponibles para hacer este balance son:
iones H+
H2O
electrones
El procedimiento de balance en medio ácido se 
describirá con el siguiente ejemplo:
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
128
Balancear en medio ácido el siguiente cambio:
MnO4-(ac) + H2C2O4(ac) = Mn2+(ac) + CO2(g)
(nótese que en la reacción faltan especies o elementos)
1) Separar la reacción en dos semireacciones, identifi-
cando las especies cuyos elementos cambian su N.O.
MnO4- = Mn2+
H2C2O4 = CO2
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
129
2) Balancear separadamente cada semirreacción como se indica:
a) balancear el elemento que cambia su N.O.
b) balancear los otros elementos que no sean O y H
c) balancear el O usando H2O
d) balancear el H usando H+
e) balancear la carga con e-
El primer cambio:
a) MnO4- = Mn2+
b) no hay
c) MnO4- = Mn2+ + 4 H2O
d) MnO4- + 8 H+ = Mn2+ + 4 H2O
e) MnO4- + 8 H+ + 5e- = Mn2+ + 4 H2O
Reducción: MnO4- + 8 H+ + 5e- = Mn2+ + 4 H2O
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
130
El segundo cambio:
a) H2C2O4 = 2 CO2
b) no hay
c) O balanceado
d) H2C2O4 = 2 CO2 + 2H+
e) H2C2O4 = 2 CO2 + 2H+ + 2e-
Oxidación: H2C2O4 = 2 CO2 + 2H+ + 2e-
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Unidad 3
131
3) Sumar las semireacciones balanceadas, cancelando 
los e- cedidos y captados:
MnO4- + 8 H+ + 5e- = Mn2+ + 4 H2O 2
H2C2O4 = 2 CO2 + 2 H+ + 2e- 5
2MnO4- + 6 H+ + 5H2C2O4 = 2Mn2+ + 10CO2 + 8 H2O
2MnO4- + 6 H+ + 5H2C2O4 = 2Mn2+ + 10CO2 + 8 H2O 
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
132
Balance en medio básico:
Las especies disponibles para hacer este balance son:
electrones
H2O
iones OH-
El procedimiento de balance en medio básico se 
indicará a través del siguiente ejemplo:
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
133
Balancear en medio básico el siguiente cambio:
IO- + S2O32- = SO42- + I-
1) Separar la reacción en dos semireacciones, 
identifi-cando las especies cuyos elementos cambian 
su N.O.
IO- = I-
S2O32- = SO42-
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
134
2) Balancear separadamente cada semirreacción
como se indica:
a) identificar el elemento que cambia su N.O. y balancearlo
b) agregar donde corresponda el número de e- necesarios 
para dicho cambio
c) balancear la carga con OH-
d) balancear los O con H2O
Primer cambio: +1 -1
a) IO- = I-
b) IO- + 2e- = I-
c) IO- + 2e- = I- + 2 OH-
d) IO- + 2e- + H2O = I- + 2 OH-
Reducción: IO- + 2e- + H2O = I- + 2 OH-
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
135
Segundo cambio: +2 +6
a) S2O32- = 2 SO42-
b) S2O32- = 2 SO42- + 8e-
c) S2O32- + 10 OH- = 2 SO42- + 8e-
d) S2O32- + 10 OH- = 2 SO42- + 8e- + 5H2O
Oxidación: 
S2O32- + 10 OH- = 2 SO42- + 8e- + 5H2O
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Unidad 3
136
3) Sumar las semireacciones balanceadas, cancelando 
los e- cedidos y captados:
IO- + 2e- + H2O = I- + 2 OH- 4
S2O32- + 10 OH- = 2 SO42- + 8e- + 5H2O
4 IO- + S2O32- + 2 OH- = 4 I- + 2 SO42- + H2O
Reacción balanceada:
4 IO- + S2O32- + 2 OH- = 4 I- + 2 SO42- + H2O
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
137
Otra forma de obtener el balance de una 
reacción en medio básico es :
1) Aunque la reacción ocurra en medio básico, se la 
balancea como si ocurriera en medio ácido
2) La reacción así balanceada se combina con la 
reacción: H2O = H+ + OH-para eliminar los 
iones H+.
Ejemplo.
Balancee la siguiente reacción que ocurre en 
medio básico:
IO- + S2O32- = I- + SO42-
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
138
Se hace el balance en medio ácido:
IO- + 2H+ + 2e- = I- + H2O 4
S2O32- + 5H2O = 2 SO42- + 10 H+ + 8e-
4 IO- + S2O32- + H2O = 4 I- + 2 SO42- + 2H+
Se suma la reacción:
2 H+ + 2 OH- = 2 H2O
4 IO- + S2O32- + 2 OH- = 4 I- + 2 SO42- + H2O
4 IO- + S2O32- + 2 OH- = 4 I- + 2 SO42- + H2O
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
139
Otro balance …
Balancear en medio básico la siguiente reacción: 
Br2 = Br - + BrO3-
Reducción: Br2 + 2 e- = 2 Br – 5
Oxidación: Br2 + 6H2O = 2 BrO3- + 12 H+ + 10 e-
6 Br2 + 6H2O = 10 Br - + 2 BrO3- + 12 H+
Ahora para cambiar el medio se suma:
12 H+ + 12 OH- = 12 H2O
6 Br2 + 12 OH- = 10 Br - + 2 BrO3- + 6 H2O
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
140
En la reacción anterior el Br2 se reduce a Br – y 
simultáneamente se oxida a BrO3-. 
Cuando en una reacción redox, la misma especie 
se oxida y se reduce se dice que la especie 
DISMUTA y la reacción se denomina reacción de 
dismutación.
Para que una especie dismute ella debe tener un 
elemento que pueda presentar a lo menos 3 
estados de oxidación.
Los estados de oxidación que conducen a 
dismutación son los estados de oxidación 
intermedios.
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
141
Ejemplos de especies que pueden dismutar:
Considere las siguientes especies, en las 
cuales los estados de oxidación del 
manganeso es el que se indica: 
0 +2 +4 +7
Mn Mn2+ MnO2 MnO4-
Las especies Mn2+ y MnO2 pueden dismutar 
porque ambas tienen la posibilidad de 
aumentar y de disminuir el N.O. del 
manganeso en forma simultánea. 
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
142
Problema.
¿Cuál(es) de las siguentes especies pueden 
dismutar y por qué?
a) Cu2+ ; Cu ; Cu+
b) Na ; Na+
c) S2- ; S8 ; SO2 ; SO3 ; S2O32- ; HSO4-
UdeC/FCQ/ME König 
Unidad 3
143
Tarea.
1) Balancear en medio básico:
CrO42- + Fe(OH)2 = Cr(OH)4- + Fe(OH)3
2) Balancear por método de N.O. la siguiente 
reacción de dismutación del P4:
P4 + KOH + H2O = KH2PO2 + PH3
	Universidad de ConcepciónFacultad de Ciencias Químicas
	REACCIONES QUÍMICAS.
	Se denomina REACCIÓN QUÍMICA al proceso que permite que una o más sustancias se transformen en otras sustancias.
	Reacciones/Balance/ejemplo 1.
	Reacciones/Balance/ejemplo 2.
	Reacciones/Balance/ejemplo 3.
	Interpretación de la ecuación:
	SOLUCIONES (o disoluciones).
	Definiciones.
	¿Qué aspecto tiene una solución?
	¿Cómo se prepara una solución?
	¿Cómo se representa una solución?
	Soluciones acuosas.
	Ejemplos de electrólitos.
	Los electrólitos a su vez se calsifican en:
	Ejemplos de electrólitos fuertes.
	Ejemplo de no-electrólitos.
	Unidades de concentración.
	Molaridad.
	Ejemplos.
	Molalidad.
	Ejemplos.
	Porcentaje en peso (en masa)
	Ejemplo.
	g/L (gramos por litro)
	Ejemplo.
	Fracción molar, símbolo: x
	Ejemplo.
	Partes por millón, símbolo: ppm
	Otro ejemplo:
	Cualquier unidad de concentración refiere:
	Conversión unidades de concentración:
	Problemas:
	Dilución y concentración de soluciones.
	Problemas.
	Algunos tipos comunes e importantes de reacciones químicas en solución acuosa.
	Reacciones de precipitación.
	Solubilidad de compuestos iónicos en agua a 25°C.
	Solubilidad de compuestos iónicos en agua a 25°C.
	Ejemplos de reacciones de precipitación:
	Reacciones ácido-base.
	a) Teoría ácido-base de Arrhenius.
	Ejemplos de ÁCIDOS de Arrhenius:
	Ejemplos de BASES de Arrhenius:
	b) Teoría ácido-base de Brønsted.
	Ejemplos de ACIDOS de Brønsted.
	Ejemplos de BASES de Brønsted.
	¡Atención!
	Reacciones ácido-base.
	Ejemplos:
	Ejemplos
	Reacciones de óxido-reducción. (Reac. redox)
	Comprendamos el proceso con el cambio químico siguiente:
	Terminología en reacciones redox.
	Reglas para asignar números de oxidación (N.O.)
	Reglas para átomos específicos o para familias en la tabla periódica:
	Problema.
	Problema.
	de tarea:
	Balance de reacciones redox.
	Se estudiarán dos métodos para balancear reacciones redox:
	Método del número de oxidación:
	Ejemplo.
	TAREA.
	Método de las semirreacciones:
	Balance en medio ácido:
	Balancear en medio ácido el siguiente cambio:
	Balance en medio básico:
	Balancear en medio básico el siguiente cambio:
	Otra forma de obtener el balance de una reacción en medio básico es :
	Otro balance …
	Ejemplos de especies que pueden dismutar:
	Tarea.