(10) Reacciones Quimicas-1

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REACCIONES QUÍMICAS
Profesor: Quím. Jorge C. Rojas Ramos
CICLO PREUNIVERSITARIO 2018 -II
Logro
Al término de la sesión, el alumno estará en la capacidad de lo siguiente:
 Reconocer un fenómeno químico a partir de las evidencias que señalan
una posible reacción.
 Diferenciar los tipos de reacciones en función de las ecuaciones químicas.
 Balancear la ecuación química con los diferentes métodos existentes.
REACCIONES QUÍMICAS
Son procesos en donde la materia pierde su identidad, es
decir, se transforma en otra materia con composición y
propiedades diferentes.
Presenta Evidencias: hechos observables o detectables que
nos indican la ocurrencia de una reacción química
Liberación de 
una sustancia 
gaseosa
Cambio de 
color, olor 
y/o sabor
Cambio de 
temperatura
Formación de 
precipitado
Son transformaciones que experimenta la materia produciendo cambios en las
sustancias para formar otras con estructura, composición, características y
propiedades diferentes. En este tipo de fenómenos se observa la ruptura de enlaces de
las sustancias iniciales (reactantes) y la formación de nuevos enlaces que dan lugar a la
aparición de nuevas sustancias (productos), los que originan un reordenamiento de los
átomos, sin cambiar su identidad.
1. REACCIONES QUÍMICAS
El experimento muestra la reacción del 
aluminio metálico con ácido clorhídrico, 
formándose un sólido y un gas ligero 
(hidrógeno gaseoso) por desplazamiento 
con agua.
2𝐴𝑙(𝑠) + 6𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 2𝐴𝑙𝐶𝑙3(𝑠) + 3𝐻2(𝑔)
reactantes productos
La ecuación química balanceada de la 
reacción será:
2. ECUACIÓN QUÍMICA
Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química. En ella
se representan los reactantes y productos, así como sus estados físicos y otras
características adicionales que nos permiten tener una idea más exacta de la
ocurrencia de dicha reacción.
Veamos la ecuación que representa la combustión del metano:
𝐶𝐻4(𝑔) + 2𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔)
Reactantes: sustancias 
que reaccionan
Productos: sustancias 
que se forman
Indica el estado 
físico de la 
sustancia (gas)
Indica el sentido 
de la reacción: 
se lee: “para 
formar o 
producir”
Coeficiente 
estequiométrico
El coeficiente estequiométrico es un número que indica la proporción en moléculas, o
moles en que dicha sustancia interviene en la reacción; si es 1, no se escribe en
general.
Otros símbolos usados
(s)
(v)
(ac)
 
∆
𝑀𝑛𝑂2
Estado sólido
Fase vapor
Fase acuosa (sustancia disuelta en agua)
Indica que la reacción requiere calor para iniciarse
Indica que la reacción requiere un catalizador
• Durante el desarrollo de una reacción química se conservan los átomos de la
sustancias así como el número total de estos antes y después de la reacción. Es por
ello que la masa total de las sustancias se conserva (ley de conservación de la masa
conocida como ley de Lavoisier).
• Hay reacciones químicas en las cuales el producto tiene la misma fórmula que el
reactante, lo que si ha cambiado, es su estructura molecular, este tipo de
reacciones se les llama de isomerización.
Observación:
• Lo que no se conservan son las moles y moléculas, pues estas al reaccionar pierden
parcial o totalmente sus átomos que las conformaban.
T 
I 
P
O
S 
D
E 
R 
E 
A 
C 
C
I 
O 
N 
E 
S
Por la naturaleza de los reactantes
Reacción de Adición o Síntesis A + B → C
Reacción de Sustitución o desplazamiento simple A + BC → AC + B
Reacción de doble sustitución o metátesis AB + CD → AD + BC
Reacción de descomposición C 
∆
A + B
Reacción de Isomerización o reagrupamiento interno ABC → CAB
Por la Energía Involucrada
Reacción Endotérmica A + B + Q → C , ∆H > 0
Reacción Exotérmica A + B → C + Q , ∆H < 0
Por la composición final o Por el sentido de la Reacción
Reacción Reversible A + B ⇄ C Reacción Irreversible A + B → C
Por el número de Oxidación
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
0 +1 -1 +2 -1 0
NaOH + HCl → NaCl + H2O
+1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
Por su Combustión
Reacción de Combustión Completa CxHy + O2 exceso → CO2 + H2O + Q
Reacción de Combustión Incompleta CxHy + O2 poco → CO + C + H2O + Q
∆H : variación de
entalpia
Reacción Redox Reacción no Redox
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
1. POR LA NATURALEZA DE LOS REACTANTES:
a. Reacción de adición, síntesis o combinación.
𝐴 + 𝐵 → 𝐶
Ejemplos:
Síntesis de Lavoisier
2𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐻2𝑂
Síntesis de Haber Bosch
𝑁2 + 3𝐻2 → 2𝑁𝐻3
b. Reacción de descomposición.
𝐴𝐵 
∆
𝐴 + 𝐵
Ejemplos:
2𝑁𝑎𝐶𝑙 2𝑁𝑎 + 𝐶𝑙2
corriente
eléctrica
Electrólisis
2𝐻2𝑂2 2𝐻2𝑂 + 𝑂2
luz
Fotólisis
2𝐾𝐶𝑙𝑂3 2𝐾𝐶𝑙 + 3𝑂2
∆
Pirrólisis
c. Reacción de desplazamiento simple.
𝐴 + 𝐵𝐶 → 𝐴𝐶 + 𝐵
𝐹𝑒 + 𝐶𝑢𝐶𝑙2 → 𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 𝐶𝑢
Ejemplos:
𝐴𝑙 + 𝐹𝑒𝐶𝑙3 → 𝐴𝑙𝐶𝑙3 + 𝐹𝑒
Un metal sustituye a otro metal en un sal o al hidrógeno de un ácido; de acuerdo
a la siguiente actividad química.
𝐿𝑖 > 𝐾 > 𝐵𝑎 > 𝐶𝑎 > 𝑁𝑎 > 𝑀𝑔 > 𝐴𝑙 > 𝑍𝑛 > 𝐹𝑒 > 𝐶𝑑 > 𝑁𝑖 > 𝑆𝑛 > 𝑃𝑏 > 𝐻 > 𝐶𝑢
> 𝐻𝑔 > 𝐴𝑔
Ejemplo: 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑁𝑎𝐵𝑟(𝑎𝑐) → 2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐵𝑟2(𝑙)
Para los halógenos, la actividad química es:
𝐹2 > 𝐶𝑙2 > 𝐵𝑟2 > 𝐼2
Además un no metal sustituye a un anión no metálico en su sal o ácido.
Pero un elemento menos reactivo no puede desplazar a otro más reactivo
𝐴𝑔 + 𝑍𝑛𝐶𝑙2 → No hay reacción (Ag es menos reactivo que el Zn)
c. Reacción de metátesis o doble desplazamiento (No redox).
𝐴𝐵 + 𝐶𝐷 → 𝐴𝐷 + 𝐶𝐵
Ejemplos:
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐) Reacción de precipitación
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑎𝑐) Reacción de neutralización
d. Reacción de Isomerización o reagrupamiento interno.
𝐴𝐵𝐶 → 𝐶𝐵𝐴
CH3 – CH2 – CH2 – CH3
Ejemplo:
700 oC
CH3 – CH2 – CH3
CH3
2. POR LA ENERGIA INVOLUCRADA:
a. Reacción endotérmica (∆𝑯 > 𝟎)
Ejemplo: 2𝐻2𝑂(𝑔) + 241,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 → 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)
2𝐻2𝑂(𝑔) → 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ∆𝐻 = +241,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
En
er
gí
a 
p
o
te
n
ci
al
Avance de la reacción
𝐻2𝑂(𝑔)
𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)𝐸𝑎
Estado activado
∆𝐻(+)
reactivos
productos
Es una reacción en la que hay una ganancia neta de energía generalmente en
forma de calor. Disminuye la temperatura de los alrededores y se observa que
𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 < 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠.
En todo proceso químico, en
forma neta se libera o absorbe
energía. Esta energía (calor)
involucrada esta definida por la
entalpia de reacción (∆𝐻𝑟𝑥𝑛)
∆𝐻𝑟𝑥𝑛= 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑. −𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡.
b. Reacción exotérmica (∆𝑯 < 𝟎)
Ejemplo: 𝐶3𝐻8(𝑔) + 𝑂2(𝑔)→ 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑔) + 2219,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
∆𝐻 = −2219,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
En
er
gí
a 
p
o
te
n
ci
al
Avance de la reacción
𝐸𝑎
Estado activado
∆𝐻(−)
reactivos
productos
Es una reacción en la que hay una perdida neta de energía generalmente en
forma de calor. Aumenta la temperatura de los alrededores y se observa que
𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 > 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠.
𝐶3𝐻8(𝑔) + 𝑂2(𝑔)→ 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑔)
𝐶3𝐻8(𝑔)
𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑔)
La energía de activación (𝐸𝑎 ) es la mínima
energía que se absorbe para dar inicio a la
reacción y los reactantes logren alcanzar el
estado activado.
Obs: La entalpia (H) Indica el contenido calórico
característico de cada sustancia o especie
química. Los valores se encentran en tablas a
25oC y 1 atm (condición estándar)
3. POR EL SENTIDO DE LA REACCIÓN
a. Reacción Irreversible
Ejemplos:
Ocurren en un solo sentido (→) hasta que la reacción sea completa; es decir,
hasta que se agote uno o todos los reactantes. Generalmente ocurren cuando se
forman precipitados, se liberan gases en recipientes abiertos o se forman
productos muy estables que no reaccionan para formar las sustancias iniciales o
reactantes.
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) → 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑎𝑐)
b. Reacción ReversibleEs aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (⇄). Generalmente se
lleva a cabo en un sistema cerrado.
Ejemplos:
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇄ 2𝑁𝐻3(𝑔) 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇄ 2𝐻𝐼(𝑔)
3. POR EL SENTIDO DE LA REACCIÓN
a. Reacción Irreversible
Ejemplos:
Ocurren en un solo sentido (→) hasta que la reacción sea completa; es decir,
hasta que se agote uno o todos los reactantes. Generalmente ocurren cuando se
forman precipitados, se liberan gases en recipientes abiertos o se forman
productos muy estables que no reaccionan para formar las sustancias iniciales o
reactantes.
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) → 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑎𝑐)
b. Reacción Reversible
Es aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (⇄). Generalmente se
lleva a cabo en un sistema cerrado.
Ejemplos:
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇄ 2𝑁𝐻3(𝑔) 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇄ 2𝐻𝐼(𝑔)
4. POR SU ESTADO DE OXIDACIÓN
a. Reacción no redox
Es aquella donde ningún átomo cambia de estado de oxidación.
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑎𝑐)
Ejemplo:
+1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
A este tipo de proceso pertenecen las reacciones de metátesis
b. Reacción redox u oxidorreducción
Son aquellas reacciones en las que se observan cambios en los estados de
oxidación debido a la ganancia y perdida de electrones, con lo cual se establece
una transferencia de electrones. En forma simultanea se llevan a cabo los
procesos de reducción y oxidación.
Ejemplo:
𝐹𝑒2𝑂3 + 𝐶𝑂 → Fe + 𝐶𝑂2
+3 -2 +2 -2 0 +4 -2
Se reduce
Forma 
reducida
Forma 
oxidada
Se oxida
Agente 
oxidante
Agente 
reductor
REACCIÓN REDOX
Son aquellas que ocurren mediante transferencia de electrones;
donde una sustancia cede electrones (se oxida) a otra que acepta
electrones (se reduce). La gran mayoría de reacciones son redox,
como la oxidación de un metal, combustión del gas propano, la
reacción que ocurre en la pila y batería, etc.
Reducción Oxidación 
En ella se ganan electrones, su
estado o número de oxidación
disminuye, actúa como agente
oxidante y genera la forma reducida.
En ella se pierden electrones, su
estado o número de oxidación
aumenta, actúa como agente
reductor y genera la forma oxidada.
−5 − 4 − 3 − 2 − 1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5
𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛/𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎 𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑟𝑎
𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛 /𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑛𝑡𝑒
Tipos:
• Intermolecular:
La transferencia de electrones se establece entre especies diferentes.
Ejemplo:
𝐹𝑒2𝑂3 + 𝐶𝑂 → Fe + 𝐶𝑂2
+3 +2 0 +4
• Dismutación o desproporción: La especie se oxida y reduce a la vez.
Ejemplo:
𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 𝐾𝐶𝑙 + 𝑂2
+5 −𝟐 −𝟏 0 
reducción
oxidación
• Intramolecular:
La transferencia de electrones se establece entre elementos dentro de una
especie.
Ejemplo:
𝐻2𝑂2→ 𝐻2𝑂 + 𝑂2
−𝟏 −𝟐 𝟎
oxidación
reducción
oxidación
reducción
5. POR SU COMBUSTIÓN
Combustión completa Combustión incompleta
• Con exceso de oxígeno
• Los productos formados 
son CO2 y H2O
• La llama que origina es de 
color azul
• Con deficiencia de oxígeno
• Los productos formados 
pueden ser CO, C (hollín), 
CO2, entre otros.
• La llama que origina es de 
color amarilla
1300oC
500oC
Entrada de 
aire abierta
900oC
200oC
Entrada de 
aire cerrada
BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Consiste en igualar el número de átomos de los elementos y la masa
en ambos lados de las ecuaciones químicas.
Es importante porque permite realizar cálculos estequiométricos en
las ecuaciones químicas.
Simple tanteo o 
inspección
Cambios de 
estado de 
oxidación
Ion electrón
Se aplica a ecuaciones 
sencillas en el 
siguiente orden:
1. Metal
2. No metal
3. Hidrógeno
4. Oxígeno
Se aplica a reacciones redox 
donde intervienen 
sustancias eléctricamente 
neutras
Se aplica a reacciones redox 
en disolución acuosa en las 
que intervienen unidades 
electrizadas (iones) y 
neutras.
Se forman semirreacciones de oxidación y reducción 
En medio ácido (𝑯+) En medio básico (𝑶𝑯−) 
EJEMPLOS APLICATIVOS
Ejemplo – 1
Balancear la siguiente ecuación química
𝐻3𝑃𝑂4 + 𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 +𝐻2𝑂
En primer lugar balanceamos el calcio
𝐻3𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 + 𝐻2𝑂
Luego balanceamos el fósforo colocando el coeficiente 2 delante del 𝐻3𝑃𝑂4
2𝐻3𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 +𝐻2𝑂
Balanceamos el hidrógeno colocando el coeficiente 6 delante del H2O
2𝐻3𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 + 6𝐻2𝑂
Analizamos finalmente el oxígeno, en el primer miembro hay 14 átomos de oxígeno
(2 x 4 + 3 x 2) y en el segundo miembro hay 14 átomos de oxígeno (4 x 2 + 1), lo que
significa que la ecuación esta balanceada.
MÉTODO DE SIMPLE TANTEO O INSPECCIÓN
Ejemplo – 2
Balancear por tanteo o simple inspección:
𝐶2𝐻2 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂
Balanceamos “C”, colocamos 2 delante de 𝐶𝑂2
Vemos que el hidrógeno esta balanceado (2 átomos en cada lado)
Balanceamos el “O”, en el segundo lado hay 5 átomos de “O”, entonces colocamos
5
2
delante de O2 (equivale a
5
2
x 2 = 5 átomos)
𝐶2𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂
𝐶2𝐻2 +
5
2
𝑂2 → 2𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂
La ecuación química esta balanceada, pero, por convención, en problemas de balance,
los coeficientes deben ser números mínimos enteros, entonces multiplicamos por 2 a
todos.
2𝐶2𝐻2 + 5𝑂2 → 4𝐶𝑂2 + 2𝐻2𝑂
La ecuación química balanceada es:
Ejemplo – 3
Balancear el siguiente proceso de óxido – reducción 
𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑆𝑂4 𝑆 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂
MÉTODO REDOX
Determinamos los estados de oxidación de cada uno de los elementos empleando las
reglas del número de oxidación.
𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑆𝑂4 𝑆 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂
+1−3 +6 0 +5
Se oxida (−8e-) x 3
Se reduce (+6e-) x 4
Trasladando los números 3 y 4 como coeficientes tenemos:
3𝑁𝐻3 + 4𝐻2𝑆𝑂4 4𝑆 + 3𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂
Terminado el balance por tanteo:
3𝑁𝐻3 + 4𝐻2𝑆𝑂4 4𝑆 + 3𝐻𝑁𝑂3 + 7𝐻2𝑂
Ejemplo – 4
Balancear en medio ácido la siguiente reacción redox
𝐶𝑟2𝑂7
2− + 𝐹𝑒+2 𝐶𝑟+3 + 𝐹𝑒+3
MÉTODO DEL ION ELECTRÓN
𝐻+
Hallando el número de oxidación de los elementos y el número de electrones
ganados y perdidos.
𝐶𝑟2𝑂7 + 𝐹𝑒 2𝐶𝑟 + 𝐹𝑒
2 −+6 +3 +3+2
Se oxida (-1e-) x 6
Se reduce (+6e-) x 1
Trasladando los números 1 y 6 como coeficientes tenemos:
𝐶𝑟2𝑂7 + 6 𝐹𝑒 2𝐶𝑟 + 6𝐹𝑒
2 − +3 +3+2
Como en el primer miembro hay 7 átomos de O, sumamos 7H2O en el otro lado. Además
colocamos 14H+ en el 1er miembro.
𝐶𝑟2𝑂7 + 6 𝐹𝑒 + 14𝐻
+ 2𝐶𝑟 + 6𝐹𝑒 + 7𝐻2𝑂
2 − +3 +3+2
−2 + 12 + 14 = +24 +6 + 18 + 0 = +24 
Ejemplo – 5
Balancear en medio básico la siguiente reacción redox
𝑆2𝑂3
2− + 𝐶𝑙𝑂− 𝐶𝑙− + 𝑆𝑂4
2−
𝑂𝐻−
Hallando el número de oxidación de los elementos y el número de electrones
ganados y perdidos.
2 −+6 −1 +6+1
Se reduce (+2e-) x 4
Se oxida (-8e-) x 1
𝑆2𝑂3 + 𝐶𝑙𝑂
− 𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4
2 −
queda
𝑆2𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂
− 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4
−1 2 −2 −
−6 − 2 −8
Agregando 𝑂𝐻−en medio básico para balancear cargas iónicas
𝑆2𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂
− + 2𝑂𝐻− 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4
−1 2 −2 −
9 oxígenos 8 oxígenos
Como en el primer miembro hay 9 átomos de O y en el otro miembro 8 átomos de O
sumamos 1 H2O en el otro lado.
𝑆2𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂
− + 2𝑂𝐻− 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4
2 −2 −
+ 1𝐻2O
−1
𝑆2𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂
− + 2𝑂𝐻− 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4
2 −2 −
+ 1𝐻2O
−1
Chequeando cargas tenemos la ecuación balanceada.
−2 − 4 − 2 = −8 −4 − 4 + 0 = −8
Pagina Web que te balancea cualquier reacción paso a paso
Preguntas Aplicativas
PREGUNTA – 1 (EXAMEN DE ADMISIÓN UNI 2016 - II)
Para la siguiente reacción redox no balanceada
𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑐)
− + 𝐼(𝑎𝑐)
− + 𝐻(𝑎𝑐)
+ 𝐼2(𝑠) +𝑀𝑛(𝑎𝑐)
2+ + 𝐻2𝑂(𝑙)
Indique cuales de las siguientes proposiciones son correctas:
I. El 𝑀𝑛𝑂4
−es el agente reductor.
II. El 𝐼−se oxida a 𝐼2
III. El ion permanganato, en medio ácido, pierde electrones.
A) Solo I B) solo II C) solo IIID) I y III E) II y III
Rpta: B
PREGUNTA – 2 (EXAMEN DE ADMISIÓN UNI 2015 - I)
El SO2 presente en el aire es el principal responsable del fenómeno de la lluvia
acida. La concentración de SO2 se puede determinar mediante análisis químico,
valorándolo con permanganato de potasio de acuerdo a la siguiente reacción:
Indique la suma de los coeficientes de la ecuación iónica neta obtenida después de
haber realizado el balance.
A ) 17 B) 19 C) 19 D) 20 E) 21
Para igualar la cantidad de electrones perdidos y ganados, multiplicamos la
primera semirreaccción por 5 y la segunda por 2
Sumamos las semirreacciones para obtener la ecuación balanceada
Rpta: D
PREGUNTA – 3 (EXAMEN DE ADMISIÓN UNI 2013 - I)
Determine el coeficiente del agente oxidante, luego de balancear la siguiente
reacción:
𝐶𝑟2 𝑆𝑂4 3(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂2(𝑎𝑐) +𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) 𝑁𝑎2𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4(𝑎𝑐)
A) 1 B) 2 C) 3 D) 8 E ) 10
Rpta: C
PREGUNTA – 4 (EXAMEN DE ADMISIÓN UNI 2012 - II)
Un trozo de cobre metálico empieza el siguiente proceso:
I. Es introducido en ácido nítrico 𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑐) formando una solución acuosa
de Cu 𝑁𝑂3 2.
II. La solución de nitrato de cobre (II) se hace reaccionar con 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐)
produciendo 𝐶𝑢 𝑂𝐻 2(𝑠) y nitrato de sodio 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
III. El hidróxido de cobre (II) anteriormente formado es separado y calentado
descomponiéndose en 𝐶𝑢𝑂(𝑠) y agua.
IV. El óxido de cobre (II) es tratado con 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) para obtener sulfato de cobre
(II), 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑐), y agua.
¿Cuáles de los procesos descritos involucran una reacción de metátesis?.
A) Solo I B) III y IV C) II y IV D) II y III E) I, II y IV
Rpta: C
PREGUNTA – 5 (EXAMEN DE ADMISIÓN UNI 2011 - II)
Respecto a la reacción redox:
Indique cuales de las siguientes proposiciones son correctas:
I. El𝑀𝑛𝑂4
− actúa como agente oxidante.
II. El número de oxidación del manganeso cambia en 5 unidades.
III. El agente reductor es el agua.
A) Solo I B) solo II C) solo III D) I y II E) II y III
Rpta: D
PREGUNTA – 6 (EXAMEN DE ADMISIÓN UNI 2009 - II)
Luego de balancear por el método del ion – electrón la siguiente reacción:
𝐶𝑢2𝑂(𝑠) + 𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑐) 𝐶𝑢 𝑁𝑂3 2(𝑎𝑐) + 𝑁𝑂(𝑔)
Y por lo tanto completar le ecuación química, calcule la suma de los coeficientes de
la ecuación final.
A) 4 B) 8 C) 16 D) 32 E) 40
Rpta: D
PREGUNTA – 7 (EXAMEN DE ADMISIÓN UNI 2009 - I)
Determine cuales de las siguientes ecuaciones corresponden a reacciones de
oxidación – reducción:
A) Solo I B) solo II C) solo III D) I y II E) II y III
Rpta: E
PREGUNTA – 8 (4ta PRUEBA CALIFICADA CEPREUNI 2018 - I)
La reacción:
𝑍𝑛(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎2𝑍𝑛𝑂2(𝑎𝑐) + 𝑁𝐻3(𝑔)
Se lleva a cabo en medio básico. La forma iónica de la ecuación es:
𝑍𝑛(𝑠) + 𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
− → 𝑍𝑛𝑂2(𝑎𝑐)
2− + 𝑁𝐻3(𝑔)
Balancee la ecuación iónica por ele método de ion electrón e indique como
respuesta la relación molar: reductor/oxidante.
A)
4
1
B)
3
1
C)
2
1
D)
1
2
E)
1
3
Rpta: A
CUARTAS PRUEBAS CALIFICADAS DEL CEPREUNI (DESDE EL 2017-II AL 2014-I)
𝑉𝐻𝐶𝑙 = A. (d-x)
d
𝑉𝑁𝐻3= A. x
x
Bibliografía
 Brown, T. y Eugene L. (2009). química, la ciencia central. México: Pearson
Educación, 10(1).
 Chang, R. y Williams, C. (2003). química. Decima edición. México:
McGraw-Hill interamericana Editores.
 Petrucci, R y Harwood, S. (2003). química general. Prentice Hall. Decima
edición. México, 6(1).
 Withen, K. y Davis, R. (1998). química general. Editorial Mc Graw-Hill
interamericana. Madrid, 12(1).
Muchas gracias