Conversión de temperatura ( PRIMERO BGU INTENSIVO) REALICE LA TAREA PROPUESTA

 

Conversión de temperatura

Explicación

Hay sobre todo dos escalas de temperatura que se usan en el mundo: la escala Fahrenheit (usada en EEUU), y la escala Celsius (parte del Sistema Métrico, usada en casi todos los demás países)

Las dos valen para medir lo mismo (¡temperatura!), sólo con números diferentes.

• Si congelas agua, la escala Celsius marca 0°, pero la Fahrenheit marca 32°.
• Si hierves agua, la escala Celsius marca 100°, pero la Fahrenheit marca 212°.
• La diferencia entre congelar y hervir agua es 100° Celsius, pero 180° Fahrenheit.

Congelar	... o ...	Hervir

Método de conversión

Mirando el diagrama vemos que:

• Las escalas empiezan con valores diferentes (32 y 0), así que tendremos que sumar o restar 32
• Las escalas suben a diferente ritmo (180 y 100), así que también necesitamos multiplicar

Y así funciona:

Para convertir de Celsius a Fahrenheit, primero multiplica por 180/100, después suma 32

Para convertir de Fahrenheit a Celsius, primero resta 32, después multiplica por 100/180

 

Nota: si simplificas 180/100 queda 9/5, y de la misma manera 100/180=5/9.

Así que la manera más fácil es:

Celsius a Fahrenheit	(°C × 9/5) + 32 = °F
Fahrenheit a Celsius	(°F − 32) x 5/9 = °C

Ejemplo 1

Convierte 26° Celsius (¡un día caluroso!) a Fahrenheit

Primero: 26° × 9/5 = 234/5 = 46.8
Después: 46.8 + 32 = 78.8° F

Ejemplo 2

Convierte 98.6° Fahrenheit (¡temperatura corporal normal!) a Celsius

Primero: 98.6° − 32 = 66.6
Después: 66.6× 5/9 = 333/9 = 37° C

Temperaturas más comunes

°C	°F	Descripción
100	212	El agua hierve
40	104	Un baño caliente
37	98.6	Temperatura corporal
30	86	Tiempo de playa
21	70	Temperatura en una habitación
10	50	Día fresco
0	32	Punto de congelación del agua
−18	0	Día muy frío
−40	−40	Día extremadamente frío (¡y el mismo número en las dos escalas!)
(los valores en negrita son exactos)

TAREA

REALICE UN MAPA CONCEPTUAL DEL TEMA

Medidas de tiempo ( OCTAVO INTENSIVO) REALIZAR LA TAREA PROPUESTA

 

Medidas de tiempo. ¿Qué unidades utilizamos para medir el tiempo?

54 Comentarios

¡Nuevo post de medidas! En este caso vamos a hablar de las medidas de tiempo. ¿Cómo podemos medir el tiempo? ¿Qué unidades se utilizan?

El instrumento que utilizamos para medir el tiempo es el reloj. La unidad que utilizaremos como referencia será el día. Con respecto al día, hay unidades de tiempo menores y mayores que el día.

Unidades más pequeñas que el día:

• Un día tiene 24 horas.
• Una hora tiene 60 minutos.
• Un minuto tiene 60 segundos.

Unidades más grandes que el día:

• 7 días forman una semana.
• 15 días forman una quincena.
• Entre 28 y 31 días forman un mes.
• 3 meses forman un trimestre.
• 4 meses forman un cuatrimestre.
• 6 meses forman un semestre.
• 12 meses forman un año.
• 2 años forman un bienio.
• 5 años forman un lustro.
• 10 años forman una década.
• 100 años forman un siglo.
• 1000 años forman un milenio.

Hay muchas más unidades de medida de tiempo pero estas son las más usadas.

¿Cómo podemos pasar de una unidad de tiempo a otra? Para cambiar de unas unidades a otras hay que utilizar el sistema sexagesimal porque 60 segundos es 1 minuto y 60 minutos es 1 hora.

En la siguiente imagen se puede ver que para pasar de días a minutos horas a minutos hay que multiplicar por 60 y para pasar de minutos a segundos también hay que multiplicar por 60. Por otro lado, para pasar de segundos a minutos hay que dividir entre 60 y para pasar de minutos  a horas también hay que dividir entre 60.

Vamos a hacer algunos ejercicios

¿Cuántos minutos son 1.000 segundos?

Para pasar de segundos a minutos hay que dividir entre 60.

1000 : 60 = 16 y de resto se quedan 40.

Esto quiere decir que 1000 segundos es igual que 16 minutos y 40 segundos.

¿Cuántos minutos son 3 horas?

Para pasar de horas a minutos tendremos que multiplicar por 60.

3 x 60 = 180

3 horas son 180 minutos

¿Cuántas horas son 250.000 segundos?

Para pasar de segundos a horas hay que dividir entre 60 dos veces.

250000 : 60 = 4166 y queda de resto 40.

Esto quiere decir que tenemos 4166 minutos y 40 segundos. Ahora volvemos a dividir entre 60 los minutos.

4166 : 60 = 69 y de resto queda 26.

Al final tendremos que 250000 segundos en lo mismo que 69 horas, 26 minutos y 40 segundos.

TAREA

CONVERTIR 3456 SEGUNDOS A MINUTOS

CONVERTIR 2345 MINUTOS A HORAS

CONVERTIR  6789 HORAS A DIAS

CONVERTIR 2345 DIAS A AÑOS 

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR ( Segundo intensivo) Realizar la tarea propuesta

 EJERCICIOS FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR 

 1.- Calcula la fórmula empírica de un hidrocarburo que en un análisis dio la siguiente composición: 85,63% de C y 14,3% de H 

2.-El análisis de un compuesto dio la siguiente composición: K: 26,57% Cr: 35,36% O: 38,07%. Calcula la fórmula empírica del compuesto. 

3.-Un compuesto contiene 63,1 % de C y 11,92% de H y 24,97 de F .Calcula la fórmula empírica del compuesto. 

4.-Mediante el análisis se vio que un compuesto orgánico contenía 43,37% de C y 10,59% de H y el resto oxígeno. Calcula su fórmula empírica. 

5.-Un compuesto tiene la siguiente composición en tanto por cien: 19,3% de Na, y 26,9% de S y 53,8% de O. Su peso molecular es 238. Calcula la fórmula molecular. 

6.- Un compuesto formado por carbono, hidrógeno y oxígeno tiene una masa de 4,6 g. Se hace reaccionar con 9,6 g de oxígeno dando 8,8 g de CO2 y 5,4 g de agua. Si cogemos 9,2 g de un compuesto en un volumen 5,80l en P= 780 mmHg a una temperatura de 90ºC. Calcula la fórmula empírica y molecular

TAREA

 ESCOGA DOS EJERCICIOS Y DESARROLLE  TODO SU PROCESO

Unidades de masa ( OCTAVO INTENSIVO) REALICE LA TAREA PROPUESTA

 

Unidades de masa

Veamos como convertir unidades de masa: kilogramos, libras, toneladas métricas, onzas, gramos, entre otras

La masa es una magnitud que expresa la cantidad de materia contenida en un cuerpo. En el Sistema Internacional de Unidades (SI), la unidad de la masa es el kilogramo (kg), sin embargo, existen otras unidades que no forman parte del Sistema Internacional de Unidades que nos permiten expresar la masa, veamos como realizar conversiones y pasar magnitudes de masa de un sistema a otro.

Equivalencias de masa

• 1 libra = 453,59 gramos = 0,45359 kilogramos.
• 1 libra = 16 onzas = 453,592 gramos.
• 1 kilogramo = 1000 gramos = 2,2046 libras.
• 1 gramo = 6,022 × 1023 unidades de masa atómica.
• 1 tonelada métrica = 1000 kilogramos = 2204,62 libras.
• 1 tonelada corta = 2000 libras = 907,2 kilogramos.
• 1 onza = 28,3495 gramos.

Tabla de prefijos del Sistema Internacional de Unidades

Además de las equivalencias entre diferentes unidades, la tabla de prefijos nos sacará de muchos apuros. Los prefijos nos permiten expresar cantidades muy grandes o muy pequeñas.

Conversión de unidades

Para convertir unidades, usaremos factores de conversión. El factor de conversión es una fracción, en la cual el numerador, es igual al denominador. Veamos algunos ejemplos.

TAREA

Ejemplo 1:

Convertir 35 libras a gramos.

Ejemplo 2:

Convertir 40 onzas a kilogramos.

Ejemplo 3:

Convertir 12 kilogramos a gramos.

Conversión de unidades de masa ( PRIMERO INTENSIVO ) REALICE LOS EJERCICOS PROPUESTOS

 

Conversión de unidades de masa

Veamos como convertir unidades de masa: kilogramos, libras, toneladas métricas, onzas, gramos, entre otras

La masa es una magnitud que expresa la cantidad de materia contenida en un cuerpo. En el Sistema Internacional de Unidades (SI), la unidad de la masa es el kilogramo (kg), sin embargo, existen otras unidades que no forman parte del Sistema Internacional de Unidades que nos permiten expresar la masa, veamos como realizar conversiones y pasar magnitudes de masa de un sistema a otro.

Equivalencias de masa

• 1 libra = 453,59 gramos = 0,45359 kilogramos.
• 1 libra = 16 onzas = 453,592 gramos.
• 1 kilogramo = 1000 gramos = 2,2046 libras.
• 1 gramo = 6,022 × 1023 unidades de masa atómica.
• 1 tonelada métrica = 1000 kilogramos = 2204,62 libras.
• 1 tonelada corta = 2000 libras = 907,2 kilogramos.
• 1 onza = 28,3495 gramos.

Tabla de prefijos del Sistema Internacional de Unidades

Además de las equivalencias entre diferentes unidades, la tabla de prefijos nos sacará de muchos apuros. Los prefijos nos permiten expresar cantidades muy grandes o muy pequeñas.

Conversión de unidades

Para convertir unidades, usaremos factores de conversión. El factor de conversión es una fracción, en la cual el numerador, es igual al denominador. Veamos algunos ejemplos.

Ejemplo 1:

Convertir 35 libras a gramos.

Solución:

Para realizar esta conversión, debemos tener en cuenta la equivalencia: 1 lb = 453,592 g.

Ejemplo 2:

Convertir 40 onzas a kilogramos.

Solución:

Para realizar esta conversión, debemos tener en cuenta la equivalencia: 1 lb = 453,59 g.

Ejemplo 3:

Convertir 12 kilogramos a gramos.

Solución:

Para realizar esta conversión, debemos tener en cuenta el prefijo kilo:  k = 103.

Ejemplo 4:

Convertir 10 Tg a ng.

Solución:

Para realizar esta conversión, debemos tener en cuenta los prefijos tera y nano.

TAREA

Convertir 75 libras a gramos

Convertir 49 onzas a kilogramos.

Convertir 32 kilogramos a gramos.

Composición centesimal ( REFURZO) ( SEGUNDO INTENSIVO) REALICE LOS EJERCICIOS PROPUESTOS

Composición centesimal 

1) Hallar la composición centesimal del tetraoxocromato (VI) de potasio Resultado: Cr= 26, 77% O = 32,95 % K = 40,26 % 

2) Determinar la composición centesimal de la glucosa, C6H12O6. Resultado: C: 40 %; H: 6,6 %; O: 53,3 % 

3) Un compuesto contiene 79,9 % de carbono y 20,1 % de hidrógeno. Hallar la fórmula empírica del compuesto. Resultado: CH3 

4) Un compuesto cuyo peso molecular es 140 posee una composición centesimal de 51,42 % de C, 40 % de N; 8,57 % de H. Hállese su fórmula molecular. Resultado: C6 N4 H12 

5) El análisis de un glúcido dio la siguiente composición centesimal: C = 40,0 %; H = 6,71 % ; O = 53,29 %. Su peso molecular es aproximadamente 182. Determinar su fórmula molecular. Resultado: C6 H12 O6 

Balanceo por tanteo ( PRIMERO DE BGU REGULAR) REALICE LA TAREA PROPUESTA

 

Balanceo por tanteo

Cuál es el método de tanteo?

El método de tanteo es una forma más sencilla y rápida para equilibrar los átomos en una reacción química, esto en ecuaciones sencillas.

Ejemplos de balanceo por tanteo

1. Al + N2 –> AlN

Paso 1. Enlistamos los elementos de tal manera que podamos ver si estos se encuentran equilibrados de ambos lados:

1 Al 1

2 N 1

Paso 2. Como el N no está equilibrado, vamos a agregar un 2 al principio del compuesto del lado derecho.

Al + N2 –> 2 AlN

Paso 3. Con el paso anterior, gemos desequilibrado al Al, así que escribiremos también un 2 en el Al del lado izquierdo de la fórmula.

R= 2 Al + N2 –> 2 AlN

2. N2O5 + H2O –> HNO3

Paso 1. Enlistamos los elementos de tal manera que podamos ver si estos se encuentran equilibrados de ambos lados:

2 N 1

2 H 1

6 O 3

Paso 2. Equilibramos la ecuación de la siguiente manera:

R= N2O5 + H2O –> 2 HNO3

3. PbCl4 + H2O –> PbO2 + HCl

Paso 1. Enlistamos los elementos de tal manera que podamos ver si estos se encuentran equilibrados de ambos lados:

1 Pb 1

4 Cl 1

2 H 1

1 O 2

Paso 2. Debemos equilibrar el CL, H y O; para ello hacemos lo siguiente:

R=  PbCl4 + 2 H2O –> PbO2 + 4 HCl

4. Na2Cr2O7 + NH4Cl –> Cr2O3 + NaCl + N2 + H20

Paso 1. Enlistamos los elementos de tal manera que podamos ver si estos se encuentran equilibrados de ambos lados:

2 Na 1

2 Cr 2

1 N 2

1 Cl 1

4 H 2

7 O 4

Paso 2. Debemos equilibrar el Na, N, H y O; para ello hacemos lo siguiente:

R= Na2Cr2O7 + 2 NH4Cl –> Cr2O3 + 2 NaCl + N2 + 4 H20

5. KMnO2 + HCl à KCl +  MnCl2 + H2O +  Cl

Paso 1. Enlistamos los elementos de tal manera que podamos ver si estos se encuentran equilibrados de ambos lados:

1 K 1

1 Mn 1

1 Cl 4

1 H 2

2 O 1

Paso 2. Debemos equilibrar el Cl, H y O; para ello hacemos lo siguiente:

R= KMnO2 + 4 HCl –> KCl +  MnCl2 + 2 H2O +  Cl

TAREA

• Balancee por tanteo las siguientes ecuaciones químicas: 

1.- Mn2O7 → MnO2 + O2  

2.- Sb + HCl → SbCl3 + H2

3.- PbS + O2 → PbO + SO2

4.- CaCO3 → CaO + CO2

5.- Fe(OH)3 + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2O

Métodos ( SEGUNDO DE BGU REGULAR) REALIZAR LA TAREA PROPUESTA

 

Métodos

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos'. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

Método de tanteo

Consiste en que las dos ecuaciones tengan los átomos de cada elemento químico en igual cantidad, aunque estén en moléculas distintas (en diferentes sustancias).

Para ello, recordaremos que...

En una molécula H₂SO₄ hay 2 Hidrógenos, 1 Azufre y 4 Oxígenos.

En 5 moléculas de H₂SO₄ habrá 10 Hidrógenos, 5 azufres y 20 Oxígenos.

Para equilibrar ecuaciones, solo se puede agregar coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se puede cambiar los subíndices.

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación: Agua + Óxido de nitrógeno(V) = Ácido nítrico H2O + N2O5 → HNO3 Tal como se ha escrito, vemos que en el 1er. miembro hay 2 hidrógenos, mientras que en el 2º hay solo uno; a la izquierda hay 2 nitrógenos liquidos y a la derecha hay uno; en el sistema inicial hay 6 oxígenos y al final solamente hay 3. Normalmente, el ajuste se inicia con el elemento menos "frecuente", en nuestro caso el nitrógeno. Para ajustar el nitrógeno, podemos añadir otra molécula de HNO3 en el 2º miembro: H2O + N2O5 → HNO3 + HNO3 Al contar el número de átomos de cada tipo, veremos que es igual al principio y al final. Para evitar tener que "dibujar" las moléculas, se pone su número delante de su fórmula; aquí, se inserta un "2"(coeficiente) delante de HNO3, y la ecuación queda equilibrada. H2O + N2O5 → 2 HNO3

Veamos otro ejemplo, secuenciado: Nos piden ajustar el siguiente proceso químico: Cuando el sulfuro de hidrógeno reacciona con aluminio metálico, se produce sulfuro de aluminio y se desprende hidrógeno gaseoso. ¡Es muy importante escribir correctamente la fórmulas químicas de las sustancias indicadas! H2S + Al → Al2S3 + H2 1.- Empezamos por equilibrar el aluminio: H2S + 2 Al → Al2S3 + H2 2.- Continuamos con el azufre: 3 H2S + 2 Al → Al2S3 + H2 3.- y por último, el hidrógeno: 3 H2S + 2 Al → Al2S3 + 3 H2

Existe otro método de igualación, que se conoce como coeficientes indeterminados. Usemos como ejemplo esta misma reacción. En la aplicación, se asigna a cada sustancia una letra como coeficiente: A H2S + B Al → C Al2S3 + D H2 A continuación construimos una ecuación para cada elemento presente, usando los subíndices y la ley de conservación de la masa: Para el H : 2 A = 2 D Para el Al : B = 2 C Para el S : A = 3 C Hemos conseguido tres ecuaciones, porque hay tres elementos químicos distintos. Después, se asigna una valor numérico al coeficiente que se desee. Por ejemplo, demos a A el valor "1". Entonces, según la 1ª ecuación, D también valdrá "1" y C valdrá "1/3". Con ello, B tendrá un valor de "2/3". Según esto, la ecuación quedará como... 1 H2S + 2/3 Al → 1/3 Al2S3 + 1 H2 Para evitar el uso de coeficientes fraccionarios, se multiplica todo por "3", con lo cual la reacción vuelve a quedar como... 3 H2S + 2 Al → Al2S3 + 3 H2

Método de Redox

Metodo de Oxido-Reduccion

Existen reacciones complejas, especialmente difíciles de ajustar por estos métodos. Un ejemplo particular son los llamados procesos redox, donde una especie química gana electrones (se reduce) mientras otra pierde electrones (se oxida).

En una reacción donde un elemento se oxida (reductor, pierde electrones) otro elemento se reduce (oxidante, gana electrones).

este metodo de balanceo es el mas utilizado en el proceso quimico. Para balancear este tipo de ecuaciones hay varios métodos especiales, basados en el uso del llamado número de oxidación (en adelante NO), que es un número no real, que nos indica la carga de un átomo -dentro de una molécula-, imaginando que todos los enlaces de ésta fuesen iónicos. Para calcularlo, hay que aplicar ciertas reglas:

• 1) Para un elemento no combinado, vale cero.
• 2) Para un ión mono-atómico, es la propia carga del ión.
• 3) Para el hidrógeno combinado vale +1, excepto en hidruros metálicos (donde vale -1).
• 4) Para el oxígeno combinado es -2, excepto en los peróxidos, en cuyo caso es -1.
• 5) En un compuesto covalente sin H ni O, se aplica NO negativo al elemento más electronegativo (consultar concepto de electro-negatividad)
• 6) En un ión poliatómico, la suma de los NO es igual a la carga del ión.
• 7) Si se trata de una molécula, la suma de los NO vale cero.

Nosotros indicaremos el NO de cada elemento como un número en rojo.

Por vía de ejemplo vamos a calcular el número de oxidación del azufre (S) en la molécula de sulfato ferroso.

El sulfato ferroso tiene la fórmula FeSO₄ donde existen dos iones: el ión ferroso, Fe⁺⁺⁺ y el ión sulfato, (SO₄)⁼.

El S está incluído dentro de un ión poliatómico, el ión sulfato. Por tanto, podemos aplicar la regla nº 6, apoyándonos en la regla nº 4. Así tendríamos que...

1.(x) + 4.(-2) = -2

Lo que nos deja: x + 4(-2) = -2

Y esto nos da un valor de x = +6

No obstante, el cálculo también se podría hacer con la regla nº 7, y apoyándonos en la regla nº 2 (recordando que la valencia del ión ferroso es (+2)):

Para el FeSO₄, se tendrá que...

1.(+2) + 1.(x) + 4.(-2) = 0

Que queda como... +2 + x + 4.(-2) = 0

Y de nuevo, x = +6

Veamos otro ejemplo algo más complicado: Nos piden el NO del cromo en el dicromato potásico, K₂Cr₂O₇.

Podemos aplicar la regla nº 7, sabiendo que el potasio, K, tiene valencia +1:

2.(+1) + 2.(x) + 7.(-2) = 0

Por lo cual,

2 + 2.x - 14 = 0 y el resultado es x = +6

Un caso especial es el cálculo del NO del nitrógeno en el nitrato amónico.

Aquí se presenta una complejidad, puesto que esta sustancia tiene por fórmula NH₄NO₃. Pero debemos pensar que, al ser una sal, contiene dos iones: el amonio, (NH₄)⁺, y el nitrato, (NO₃)^-.

En el primero, x + 4.(+1) = +1

x = +1 - 4 = -3

En el segundo ión, x + 3.(-2) = -1

x = -1 + 6 = +5

Es decir, que el nitrógeno, en el nitrato amónico, al estar en dos iones distintos, presenta dos "estados de oxidación" diferentes.

Una vez sabido el número de oxidación, se puede usar el método de ajuste conocido como método del ión-electrón, sobre todo para reacciones en disolución acuosa, porque presenta varias ventajas: se puede operar solo con iones, da cierta idea del grado de acidez del fenómeno, indica si el sistema se diluye ó no...

De nuevo hay una serie de reglas, que en este caso deben aplicarse correlativamente:

• 1). Se hallan los NO cambiantes.
• 2). Se escriben los iones donde estén los elementos cambiantes (o las moléculas, si no hay iones), haciendo dos semirreacciones, una de oxidación y otra para la reducción.
• 3). Igualamos, en cada miembro de las semirreacciones, el número de átomos del elemento cambiante.
• 4). Se expresa el cambio del NO, siempre sumando electrones, y teniendo en cuenta el número de átomos.
• 5). Se igualan cargas eléctricas en ambos miembros...

A) En medio ácido se hace con iones H⁺

B) En medio alcalino, se hace con iones (OH)^-

• 6). Igualamos la cantidad de H, sumando moléculas H₂O en el miembro deficitario.
• 7). Multiplicamos por los números necesarios para simplificar los electrones al sumar las dos semirreacciones.
• 8). Se termina de ajustar el proceso total, dejando para el final los coeficientes de H⁺ y (OH)^-

Pero lo mejor para aprender el método es realizar multitud de ejemplos. Veamos algunos...

Los iones permanganato reaccionan con los iones ferrosos, en medio ácido, produciendo una sal manganosa e iones férricos. Se pide ajustar la reacción.

El primer paso es escribir la ecuacion del fenómeno:

(MnO₄)^- + Fe⁺⁺ + H⁺ → Mn⁺⁺ + Fe⁺⁺⁺

Al hallar los NO, vemos que el Mn pasa de +7 a +2, mientras que el Fe pasa de +2 a +3. Por eso escribiremos...

(Mn⁺⁷O₄)^- → (Mn⁺²)⁺⁺

(Fe⁺²)⁺⁺ → (Fe⁺³)⁺⁺⁺

Se observa que el número de átomos de Mn, y de Fe, se hallan igualados en ambos miembros, por lo que saltamos el tercer paso.

Para el 4º paso, haremos...

(Mn⁺⁷O₄)^- + 5 e^- → (Mn⁺²)⁺⁺

(Fe⁺²)⁺⁺ → (Fe⁺³)⁺⁺⁺ + 1 e^-

Hay una semirreacción de reducción (la del Mn), y otra de oxidación (porque el Fe pierde un electrón).

En el 5º paso, como el medio es ácido (¡ya lo indica el icono H⁺!), debemos ajustar cargas eléctricas con iones H⁺ :

(MnO₄)^- + 5 e^- + 8 H⁺ → Mn⁺⁺

Fe⁺⁺ → Fe⁺⁺⁺ + 1 e^- , ¡que ya está equilibrada!

El 6º paso se refiere a hacer lo siguiente:

(MnO₄)^- + 5 e^- + 8 H⁺ → Mn⁺⁺ + 4 H₂O

Fe⁺⁺ → Fe⁺⁺⁺ + 1 e^-

Para aplicar el 7º paso, la segunda semirreacción debe multiplicarse por 5, con lo cual, al sumar ambos procesos (eliminando los electrones), queda...

(MnO₄)^- + 8 H⁺ + 5 Fe⁺⁺ → Mn⁺⁺ + 5 Fe⁺⁺⁺ + 4 H₂O

Así vemos que el proceso se desarrolla en un medio ácido relativamente fuerte, y que a lo largo de la reacción el sistema se diluye, porque se forma agua.

Si -posteriormente- se van a hacer cálculos estequiométricos con la reacción propuesta, conviene escribir las sustancias completas, y terminar el ajuste, aunque es posible que se deban hacer algunas mínimas modificaciones en los coeficientes.

En otro caso, el peróxido de hidrógeno reacciona con el cloruro de zinc(I), produciendo agua y cloruro de zinc(II). ¿Cuáles son los coeficientes de cada fórmula?

La ecuación es H₂O₂ + ZnCl → H₂O + ZnCl₂

Rápidamente se observa que el NO del oxígeno pasa de -1 (¡es un peróxido!) a -2, mientras que el zinc cambia de +1 a +2 (esto se sabe porque ambas sales presentan estos iones). Ni el hidrógeno ni el cloro sufren variación.

Advertimos que el NO del O se hace más negativo, (se reduce) y el NO del Zn se hace más positivo, (pierde electrones, se oxida). Así pues, escribimos:

H₂O₂^-1 → H₂O^-2 y se escribe la molécula entera porque son sustancias covalentes

(Zn⁺¹)⁺ → (Zn⁺²)⁺⁺

3er. paso:

H₂O₂^-1 → 2 H₂O^-2

(Zn⁺¹)⁺ → (Zn⁺²)⁺⁺

4º paso

H₂O₂^-1 + 2 e^- → 2 H₂O^-2 ¡porque en el peróxido hay dos O, y cada uno gana un electrón!.............REDUCCIÓN

(Zn⁺¹)⁺ → (Zn⁺²)⁺⁺ + 1 e^-..........................................................OXIDACIÓN

5º paso. Como no se indica la acidez del medio, tomaremos medio ácido:

H₂O₂^-1 + 2 e^- + 2 H⁺ → 2 H₂O^-2

(Zn⁺¹)⁺ → (Zn⁺²)⁺⁺ + 1 e^-  ; está equilibrada

6º paso:

Como el número de H está igualado, podemos saltarnos el 6º paso.

7º paso:

Multiplicamos por 2 el proceso de oxidación y sumamos, con lo cual el número de electrones se anula (por estar en distinto miembro algebraico) y nos queda...

H₂O₂ + 2 H⁺ + 2 (Zn)⁺ → 2 H₂O + 2 (Zn)⁺⁺

8º paso:

Los coeficientes obtenidos se trasladan al proceso general:

H₂O₂ + 2 ZnCl + 2 H⁺ → 2 H₂O + 2 ZnCl₂

Existe una anomalía en el número de cloros. Se puede suponer que realmente los iones H⁺ han sido suministrados por dos moléculas de HCl, con lo que todo queda correcto:

H₂O₂ + 2 ZnCl + 2 HCl → 2 H₂O + 2 ZnCl₂

Un ejemplo más: Cuando el sulfito potásico reacciona con permanganato potásico (en medio alcalino) se produce sulfato potásico y bióxido de manganeso. Balancear la ecuación química correspondiente.

El proceso es... K₂SO₃ + KMnO₄ → K₂SO₄ + MnO₂

Y después de estudiar la ecuación decidimos escribirla de esta forma:

(SO₃)⁼ + (MnO₄)^- → (SO₄)⁼ + MnO₂

ya que el ión potásico no cambia su NO y además el MnO₂ es covalente.

Calculamos los NO...

El azufre S pasa de +4 a +6 y el manganeso Mn pasa de +7 a +4. Y esto se expresa así:

(S⁺⁴O₃)⁼ → (S⁺⁶O₄)⁼

(Mn⁺⁷O₄)^- → Mn⁺⁴O₂

Como los átomos de S y de Mn están igulados, pasaremos a ajustar los cambios de NO:

(S⁺⁴O₃)⁼ → (S⁺⁶O₄)⁼ + 2 e^-...............................OXIDACION

(Mn⁺⁷O₄)^- + 3 e^- → Mn⁺⁴O₂....................REDUCCION

Podemos decir que los iones sulfito (¡en medio básico!) reducen al permanganato (ó que el permanganato oxida a los sulfitos)

Ajustamos las cargas eléctricas (¡en medio básico!)...

(SO₃)⁼ + 2 (OH)^- → (SO₄)⁼ + 2 e^-

(MnO₄)^- + 3 e^- → MnO₂ + 4 (OH)^-

Bueno, ya estamos terminando; equilibramos la cantidad de H...

(SO₃)⁼ + 2 (OH)^- → (SO₄)⁼ + 2 e^- + H₂O

(MnO₄)^- + 3 e^- + 2 H₂O → MnO₂ + 4 (OH)^-

Y ahora, para sumar y simplificar, multiplicamos la semirreacción superior por 3 y la de abajo por 2:

3 (SO₃)⁼ + 6 (OH)^- → 3 (SO₄)⁼ + 6 e^- + 3 H₂O

2 (MnO₄)^- + 6 e^- + 4 H₂O → 2 MnO₂ + 8 (OH)^-

Con todo lo cual se queda así:

3 (SO₃)⁼ + 2 (MnO₄)^- + H₂O → 3 (SO₄)⁼ + 2 MnO₂ + 2 (OH)^-

La ecuación ya está balanceada, pero puede interesarnos escribirla de este modo:

3 SO₃K₂ + 2 MnO₄K + H₂O → 3 SO₄K₂ + 2 MnO₂ + 2 (OH)^-

y observamos que hay una disparidad en el número de K. Bien, podemos pensar que la base utilizada ha sido hidróxido potásico, pero que aparece en el 2º miembro de la ecuación:

3 SO₃K₂ + 2 MnO₄K + H₂O → 3 SO₄K₂ + 2 MnO₂ + 2 K(OH)

Para terminar, proponemos el ajuste de estas ecuaciones redox:

(Cr₂O₇)⁼ + I^- +H⁺ → Cr⁺⁺⁺ + I₂

HCl + SnCl₂ + H₂O₂ → SnCl₄ + H₂

Antes de iniciar el balance se tiene en cuenta lo siguiente:

• Determinar los diferentes numeros de oxidacion que hay en la ecuacion (tanto en los reactivos como en el producto)
• En la mayoria de casos el Hidrogeno cuenta con +1 exceptuando los hidruros donde trabaja con -1
• El oxigeno cuenta con -2 excepto cuando forma peroxidos (-1) y superoxidos (-1/2)
• Los elementos en estado basal (es decir sin ninguna relación con otro elemento tendra carga de 0)

Cuando ya se tengan los numeros de oxidacion se realiza el siguiente proceso:

1)Comparamos cada elemento tanto en los reactivos como en el resultado y verificamos los cambios.

Fe⁰+O₂→Fe₂⁺³O₂^-2

• Es decir, en la formula tenemos que: El Hierro (Fe) esta en estado basal por tanto esta en 0, al finalizar la formula queda con +3 mientras que el oxigeno tendra 0 como reactivo y en el compuesto conseguira -2. Esto significa que el Hierro se oxida mientras que el Oxigeno se reduce

2)Si el elemento como reactivo esta en estado basal (es decir con carga 0) se multiplica el numero de oxidacion o reduccion por el subíndice.

Fe= 3(estado de oxidacion)X 1(subíndice)=3 O=2(estado de oxidacion)X 2(subíndice)=4

Los resultados obtenidos se entrecruzan, es decir, si el resultado del Oxigeno es 4, pasara a hacer de coeficiente para Fe.

4Fe+3O<sub>2


TAREAESCRIBA LOS MÉTODOS DE IGUALAR ECUACIONES QUÍMICAS CON UN EJEMPLO PRACTICO PALNYTEADO POR USTED</sub>