Unidad 3_reacciones químicas y soluciones

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Universidad de Concepción
Facultad de Ciencias Químicas
Química General para Ingeniería
Unidad 3
Tema: Reacciones químicas. 
 Soluciones
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 REACCIONES QUÍMICAS 
 y SOLUCIONES 
ACUOSAS.
• Ecuaciones químicas: escritura, 
balanceo y 
 significado
• Disoluciones acuosas: definición, tipos 
de solu-
 ciones, concentración y 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) H 2 O(s) H 2SO4 
(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 N 2 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) + O 2(g) = NO(g)
Balance: N2(g) + O 2(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) + O 2(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
1,2x10 24 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) = CO 2(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) + O 2(g) = 2 NO(g)
2 Mg(s) + O 2(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 (disoluciones).
• Definición
• Tipos de soluciones
– No-electrolitos
– Electrolitos
• Electroli tos fuertes
• Electroli tos 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: es el componentes que se 
disuelven 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, 
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 l íquido 
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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 => C 2H5OH (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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 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…
…
Los electrólitos a su vez se clasifican 
en:
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Ejemplos de electrólitos.
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-
 Entonces, para la solución lo correcto es 
escribir: Na+ (ac) + Cl- (ac) en lugar de
NaCl(ac).
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2) Nitrato de potasio:
La solución acuosa de KNO3 se escribe:
KNO3(ac) K+ (ac) + NO3
-
3) Sulfato de sodio:
Solución acuosa de Na2SO4 se escribe:
Na2SO4(ac) 2Na
+(ac) + SO42
-(ac)
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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.
• 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
• ¿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 => C 12 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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Porcentaje en peso (en masa)
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.
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Ejemplo.
¿Cuál es el % en peso de una solución 
preparada disolviendo 2 moles de CaCl 2 en 
350 mL de agua? 
 
2 moles de CaCl 2 => 2x110,984 = 221,968 
g
350 mL agua => 350 g agua
x = 38,8 g de CaCl 2 
La solución es 38,8 % en peso
solución g 100
CaCl gx 
solución g 350) (221,968
CaCl g 221,968 22 =
+
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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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g/L (gramos por litro)
La unidad de concentración g/L expresa los 
GRAMOS de SOLUTO contenidos en UN 
LITRO de SOLUCIÓN.
 El símbolo para gramospor litro es g/L.
Ejemplo: Solución 10 g/L de NaOH significa 
que cada litro de solución contiene 10 g de 
NaOH.
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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: 0,758 M
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Fracción molar, símbolo: x
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. 
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Ejemplo.
Calcule la fracción molar de Na 2CO3 de una 
solución 
formada por 1g de NaCl, 1g de Na 2CO3 y 98 g de 
agua. 
(M Na 2CO3 = 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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Partes por millón, símbolo: ppm
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).
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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)
 en una cantidad de SOLUCIÓN (masa, moles, 
 volumen)
 o
 
 en 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) x peróxido 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 = M i(mol/L) x V i 
(L)
• al final son: 
moles soluto finales = M f (mol/L) x V f 
(L)
Luego se cumple que:
 M i(mol/L) x V i (L) = M f (mol/L) x V f (L)
0,8 mol/L x V(L) = M f (mol/L) x 2V (L)
 M f = 0,4 (mol/L)
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 3 y 4
 64
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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eyes Unidad
 3 y 4
 65
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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eyes Unidad
 3 y 4
 66
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?
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 67
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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 68
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 .
UdeC/FCQ/P.R
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 3 y 4
 69
• 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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 3 y 4
 70
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.
UdeC/FCQ/P.R
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 3 y 4
 71
Solubilidad de compuestos iónicos en agua a 
25°C.
Son SOLUBLES los 
compuestos:
Excepciones
de iones de metales 
alcalinos (Li+, Na+, K+, 
Rb+, Cs+ ) y de ion amonio 
(NH4+ )
 no hay
Nitratos (NO 3-) , 
carbonatos hidrógeno 
(HCO3- ) y cloratos (ClO 3-)
no hay
Haluros (Cl -, Br - y I –) de Ag+, Hg22+ y 
Pb2+
Sulfatos (SO 42-) de Ag+, Ca2+, Sr2+, 
Ba2+, y Pb 2+
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 3 y 4
 72
Son INSOLUBLES los: Excepciones:
Carbonatos (CO 32-), 
fosfatos (PO 43-), 
cromatos (CrO 42-) 
sulfuros (S 2-)
Los de iones de 
metales alcalinos 
y ion amonio
Hidróxidos Los de iones de 
metales alcalinos, 
ion amonio y ion 
Ba2+
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 3 y 4
 73
Ejemplos de reacciones de 
precipitación:
1. nitrato de plata(ac) + cloruro de sodio(ac) = 
 ?
 AgNO 3(ac) + NaCl(ac) 
 = ?
 Ag+(ac) + NO 3-(ac) + Na+(ac) + Cl -(ac)= ?
Nitrato de sodio cloruro de plata
Soluble => NO 3-(ac) + Na+(ac) insoluble => 
AgCl(s)
 iones espectadores
Reacción iónica neta:
Ag+(ac) + Cl -(ac)  AgCl(s)
 precipitado blanco
UdeC/FCQ/P.R
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 3 y 4
 74
2. ioduro de amonio + nitrato de plomo = 
 ?
 NH4I (ac) + Pb(NO3) 2 (ac) = 
 ?
 NH4+(ac) + I - (ac) + Pb 2+(ac) + 2NO 3-(ac) = 
 ?
Nitrato de amonio ioduro de 
plomo
Soluble => NO3-(ac) + NH 4+(ac) insoluble 
=> PbI 2(s)
 iones espectadores
Reacción iónica neta:
Pb2+(ac) + 2 I -(ac)  PbI2 (s)
 precipitado 
amaril lo
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eyes Unidad
 3 y 4
 75
La ecuación que represente una reacción de 
precipitación debe estar perfectamente 
balanceada: en materia y en carga.
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eyes Unidad
 3 y 4
 76
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.
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 3 y 4
 77
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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eyes Unidad
 3 y 4
 78
Ejemplos de ÁCIDOS de Arrhenius:
HCl(ac) CH 3COOH(ac) NH 4+(ac) 
H2S(ac)
 HS -(ac) H 2CO3(ac) H 3PO4(ac) HCO 3- 
(ac) etc.
Según el número de H + que libere el 
ácido se denomina: monoprótico (1) 
 HNO 3
 diprótico (2) 
H2S
 triprótico (3)
H3PO4
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 3 y 4
 79
Ejemplos de BASES de Arrhenius:
NaOH(ac) NH 4OH (ac) Ba(OH) 2 
Según el número de OH - que liberes 
pueden ser monobásicas o dibásicas.
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 3 y 4
 80
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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eyes Unidad
 3 y 4
 81
 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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 3 y 4
 82
 Ejemplos de BASES de Brønsted.
NO2- 
HSO4- 
H2PO4- HPO42- PO43-
HCO3- CO32-
H2O
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 3 y 4
 83
¡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- H 2O HPO 42- 
UdeC/FCQ/P.R
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 3 y 4
 84
El ion HCO3- es anfolito porque:
 
libera ion H + actuando como 
ACIDO:
 HCO3- (ac) H +(ac) + CO 32-
(ac)
 
acepta ion H+ actuando como 
BASE:
 HCO3- (ac) + H+(ac) 
H2CO3(ac) 
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 3 y 4
 85
Los ACIDOS y las BASES pueden 
ser FUERTES o DEBILES.
 El segundo semestre se estudiarán con 
detalle. 
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 86
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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 3 y 4
 87
Ejemplos:
 1.- Ácido nítrico + hidróxido de sodio = ?
 
 HNO3(ac) + NaOH(ac) = H 2O(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)+ NO 3- (ac)+ Na+(ac)+ OH -(ac) = H 2O( l)+Na+(ac)
+NO 3-(ac) 
 
 iones espectadores 
iones espectadores
 
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 88
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) = H 2O(l)
 
UdeC/FCQ/P.R
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 3 y 4
 89
 2. Ácido clorhídrico + hidróxido de bario = ? 
 
HCl(ac) + Ba(OH) 2(ac) = H 2O(l) + 
BaCl 2(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) + Ba 2+ + 
2Cl - 
 iones espectadores iones 
espectadores
Reacción iónica neta:
H+(ac) + OH -(ac) = H 2O(l) 
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 90
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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eyes Unidad
 3 y 4
 91
Ejemplos
1. ácido carbónico + amoníaco = ?
H2CO3(ac) + NH 3(ac) = NH 4+(ac) + HCO 3-
(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.
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 92
 2. Nitrito de sodio + agua = ?
 Na+(ac)+ NO2-(ac) + H 2O(l) = ?
 base ácido
Luego la reacción de neutralización es:
NO2-(ac)+ H2O(l) = OH -(ac) + HNO 2(ac) 
 base ácido base 
ácido
 NO2- y HNO2 par base-ácido conjugado
H2O y OH - par ácido-base conjugado
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 93
Como en toda reacción, la ecuación 
que la representa una reacción debe 
estar balanceada en materia y en 
carga.
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 94
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.
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 95
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 Mg 2+ y el oxígeno O 2-. 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.
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 96
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 Mg 2+ + 2 e -
Reducción: ½ O2 + 2 e - O 2-
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 97
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
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 98
• 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
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 99
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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 100
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).
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 101
Reglas para asignar números de oxidación 
(N.O.)
REGLAS GENERALES:
1.- Para elementos (Na, O 2, Cl 2, 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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 102
Reglas para átomos específicos o para 
familias en la tabla periódica:
Para N. O.
Familia 1 
(1A)
+1 en todos los compuestos
Familia 2 
(2A)
+2 en todos los compuestos
Hidrógeno +1 en combinación con no metales
-1 en combinación con metales y boro
Flúor -1 en todos los compuestos
Oxígeno -1 en peróxidos
-2 en los demás compuestos excepto 
con F
Familia 17 
(7A)
-1 en combinación con metales, no 
metales (excepto O) y otros halógenos 
menores de la familia
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 103
Familia 1 2 13 14 15 16 17
NOmax/NOmin +1 +2 +3 +4/-
4
+5/
3
+6/-
2
+7/-
1
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Ga Ge As Se Br
Rb Sr In Sn Sb Te I
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
Fr Ra
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 104
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 => NO S 
= +6
Problema.
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 105
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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 106
Resumiendo, los números de oxidación de 
cada elemento en las especies anteriores son:
 
2
2
31
OClH
−++
1
2
2
ClZn
−+ 2
3
6
OS
−+
−−++ 22
4
51
OPH
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 107
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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 108
 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)
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 109
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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 110
Se estudiarán dos métodos para balancear 
reacciones redox:
1. Método del N.O.
2. Método de semireacciones.
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 111
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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 112
Ejemplo.
 Balancear la siguiente reacción:
 +7 -2 -1 +1 0 +2 +1 -2
 MnO4- + Cl - + H+ = Cl 2 + Mn 2+ + H2O
 
 5e - 1e - 
 1x 5e - 5x1e -
 5e - 5e -
1 MnO 4- + 5 Cl - + H+ = Cl 2 + Mn 2+ + H 2O
 MnO4- + 5 Cl - + H+ = 5/2 Cl 2 + Mn 2+ + H2O
 MnO4- + 5 Cl - + H+ = 5/2 Cl 2 + Mn 2+ + 4 H2O
MnO4- + 5 Cl - + 8H+ = 5/2 Cl 2 + Mn 2+ + 4H2O
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 113
Balancear:
NO3- + Zn + OH - + H2O = Zn(OH) 42- + NH3
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 114
 -2 0 -2 +1 +1 -2 -2 +1 
 +1
NO3- + Zn + OH - + H 2O = Zn(OH) 42- + 
NH3
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 115
 +5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 
 -3 +1
NO3- + Zn + OH - + H 2O = Zn(OH) 42- + 
NH3
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 116
+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 
 -3 +1
NO3- + Zn + OH - + H 2O = Zn(OH) 42- + 
NH3
8e - 2e -
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 117
+5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 
 -3 +1
NO3- + Zn + OH - + H 2O = Zn(OH) 42- + 
NH3
8e - 2e -
 x1 x4
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 118
 +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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 119
 +5 -2 0 -2 +1 +1 -2 +2 -2 +1 
 -3 +1
1NO3- + 4Zn + OH - + H 2O = 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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 120
1NO3- + 4Zn + OH - + H 2O = 4Zn(OH)42- + 
1NH3
• los coeficientes de OH - y de H 2O 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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 121
TAREA.
Balancear por método de número de oxidación:
H2C2O4 + MnO4- + H+ = Mn 2+ + CO2 + H2O
KNO3 + Fe(NO 3)3 + Cr(NO 3)3 + H2O = HNO3 
+ 
 + K2CrO4 + 
Fe(NO3)2
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eyes Unidad
 3 y 4
 122
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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 123
Se distinguen dos procedimientos de balance 
según la reacción ocurra :
 - en medio ácido
 - en medio básico
 El métodode balance por semireacciones 
también se 
 le conoce como método de ión-electrón.
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 124
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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 125
Balancear en medio ácido el siguiente 
cambio:
 MnO4-(ac) + H 2C2O4(ac) = Mn 2+(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- = Mn 2+
H2C2O4 = CO2
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 126
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- = Mn 2+
b) no hay
c) MnO4- = Mn 2+ + 4 H2O
d) MnO4- + 8 H+ = Mn 2+ + 4 H2O
e) MnO4- + 8 H+ + 5e - = Mn 2+ + 4 H2O
Reducción: MnO4- + 8 H+ + 5e - = Mn 2+ + 4 H2O
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
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 127
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 -
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
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 128
3) Sumar las semireacciones balanceadas, 
cancelando los e - cedidos y captados:
 MnO4- + 8 H+ + 5e - = Mn 2+ + 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 
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 129
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/P.R
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 3 y 4
 130
Balancear en medio básico el siguiente 
cambio:
 IO - + S 2O32- = 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/P.R
eyes Unidad
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 131
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/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
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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
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
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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 SO 42- + 
H2O
UdeC/FCQ/P.R
eyes Unidad
 3 y 4
 134
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: H 2O = H+ + OH - para 
eliminar los iones H +.
 
Ejemplo.
Balancee la siguiente reacción que ocurre en 
medio básico:
 IO - + S2O32- = I - + SO42- 
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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
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Otro balance …
Balancear en medio básico la siguiente 
reacción: 
Br2 = Br - + BrO 3-
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 
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En la reacción anterior el Br 2 se reduce a Br 
– y simultáneamente se oxida a BrO 3-. 
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.
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 138
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. 
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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-
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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 P 4:
P4 + KOH + H 2O = KH2PO2 + PH3
 
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