Clasificación de las reacciones químicas Los seres humanos interactúan entre sí de formas diversas y complejas y clasificamos estas interacciones según patrones comunes de comportamiento. Cuando dos seres humanos intercambian información, decimos que se están comunicando. Cuando intercambian golpes con los puños o con los pies, decimos que están peleando. Ante la gran variedad de interacciones entre sustancias químicas, los científicos también han considerado conveniente (o incluso necesario) clasificar las interacciones químicas identificando patrones comunes de reactividad. Este módulo proporcionará una introducción a tres de los tipos más frecuentes de reacciones químicas: precipitación, ácido-base y oxidación-reducción. Reacciones de precipitación y reglas de solubilidad Una reacción de precipitación es aquella en la que las sustancias disueltas reaccionan para formar uno (o varios) productos sólidos. Muchas reacciones de este tipo implican el intercambio de iones entre compuestos iónicos en solución acuosa y a veces se denominan reacciones de doble desplazamiento , doble sustitución o metátesis . Estas reacciones son comunes en la naturaleza y son responsables de la formación de arrecifes de coral en las aguas oceánicas y de los cálculos renales en los animales. Se utilizan ampliamente en la industria para la producción número de productos químicos básicos y especiales. Las reacciones de precipitación también desempeñan un papel fundamental en muchas técnicas de análisis químico, como las pruebas puntuales utilizadas para identificar los iones metálicos y los métodos gravimétricos para determinar la composición de la materia (vea el último módulo de este capítulo). El grado en que una sustancia puede disolverse en el agua, o en cualquier solvente, se expresa cuantitativamente como su solubilidad , definida como la concentración máxima de una sustancia que puede alcanzarse en condiciones específicas. Se dice que las sustancias con solubilidades relativamente altas son solubles . Una sustancia se precipitará cuando las condiciones de la solución sean tales que su concentración supere su solubilidad. Se dice que las sustancias con solubilidad relativamente baja son insolubles y son las que se precipitan fácilmente de la solución. En un capítulo posterior sobre soluciones se ofrece más información sobre estos importantes conceptos. Para predecir las identidades de los sólidos formados por las reacciones de precipitación, uno puede simplemente referirse a los patrones de solubilidad que se han observado para muchos compuestos iónicos ( ). Compuestos iónicos solubles contienen estos iones excepciones NH 4 + cationes del grupo I: Li + Na + K + Rb + Cs + ninguno Cl - Br - I - compuestos con Ag + , Hg 2 2+ y Pb 2+ F - compuestos con cationes metálicos del grupo 2, Pb 2+ , y Fe 3+ C 2 H 3 O 2 - HCO 3 - NO 3 - ClO 3 - ninguno SO 4 2- compuestos con Ag + , Ba 2+ , Ca 2+ , Hg 2 2+ , Pb 2+ y Sr 2+ Compuestos iónicos insolubles contienen estos iones excepciones CO 3 2- CrO 4 2- PO 4 3- S 2- compuestos con cationes del grupo 1 y NH 4 + OH - compuestos con cationes del grupo 1 y Ba 2+ Un ejemplo claro de precipitación se observa cuando se mezclan soluciones de yoduro de potasio y nitrato de plomo, lo que da lugar a la formación de yoduro de plomo sólido: 2 KI ( a q ) + Pb ( NO 3 ) 2 ( a q ) ⟶ PbI 2 ( s ) + 2 KNO 3 ( a q ) Esta observación es coherente con las directrices de solubilidad: El único compuesto insoluble entre todos los implicados es el yoduro de plomo, una de las excepciones a la solubilidad general de las sales de yoduro. La ecuación iónica neta que representa esta reacción es: Pb 2+ ( a q ) + 2 I – ( a q ) ⟶ PbI 2 ( s ) . El yoduro de plomo es un sólido de color amarillo brillante que se utilizaba antiguamente como pigmento para artistas, conocido como amarillo de yodo ( ). Las propiedades de los cristales de PbI 2 puro los hacen útiles para la fabricación de detectores de rayos X y gamma. Se forma un precipitado de PbI 2 cuando se mezclan soluciones que contienen Pb 2+ y I − (créditos: Der Kreole/Wikimedia Commons) Las pautas de solubilidad en la pueden utilizarse para predecir si se producirá una reacción de precipitación cuando se mezclen soluciones de compuestos iónicos solubles. Solo hay que identificar todos los iones presentes en la solución y luego considerar si el posible emparejamiento catión/anión podría dar lugar a un compuesto insoluble. Por ejemplo, al mezclar soluciones de nitrato de plata y cloruro de sodio, se producirá una solución que contiene iones de Ag + , NO 3 – , iones de Na + y Cl - . Además de los dos compuestos iónicos presentes originalmente en las soluciones, AgNO 3 y NaF, pueden derivarse dos compuestos iónicos adicionales de esta colección de iones: NaNO 3 y AgCl. Las directrices de solubilidad indican que todas las sales de nitrato son solubles, pero que el AgCl es uno de los insolubles. Por lo tanto, se prevé que se produzca una reacción de precipitación, tal como se describe en las siguientes ecuaciones: NaCl ( a q ) + AgNO 3 ( a q ) ⟶ AgCl ( s ) + NaN O 3 ( a q ) (molecular) Ag + ( a q ) + Cl – ( a q ) ⟶ AgCl ( s ) (iónico neto) Predicción de las reacciones de precipitación Prediga el resultado de mezclar soluciones razonablemente concentradas de los siguientes compuestos iónicos. Si se espera una precipitación, escriba una ecuación iónica neta balanceada para la reacción. a) sulfato de potasio y nitrato de bario b) cloruro de litio y acetato de plata c) nitrato de plomo y carbonato de amonio Solución (a) Los dos posibles productos de esta combinación son KNO 3 y BaSO 4 . Las directrices de solubilidad indican que el BaSO 4 es insoluble, por lo que se espera una reacción de precipitación. La ecuación iónica neta para esta reacción, derivada de la manera detallada en el módulo anterior, es Ba 2+ ( a q ) + SO 4 2− ( a q ) ⟶ BaSO 4 ( s ) . (b) Los dos posibles productos de esta combinación son LiC 2 H 3 O 2 y AgCl. Las directrices de solubilidad indican que el AgCl es insoluble, por lo que se espera una reacción de precipitación. La ecuación iónica neta para esta reacción, derivada de la manera detallada en el módulo anterior, es Ag + ( a q ) + Cl – ( a q ) ⟶ AgCl ( s ) . (c) Los dos posibles productos de esta combinación son PbCO 3 y NH 4 NO 3 . Las directrices de solubilidad indican que el PbCO 3 es insoluble, por lo que se espera una reacción de precipitación. La ecuación iónica neta para esta reacción, derivada de la manera detallada en el módulo anterior, es Pb 2+ ( a q ) + CO 3 2− ( a q ) ⟶ PbCO 3 ( s ) . Compruebe lo aprendido ¿Qué solución podría utilizarse para precipitar el ion bario, Ba 2+ , en una muestra de agua: cloruro de sodio, hidróxido de sodio o sulfato de sodio? ¿Cuál es la fórmula del precipitado esperado? Respuesta: sulfato de sodio, BaSO 4 Reacciones ácido-base Una reacción ácido-base es aquella en la que un ion hidrógeno, H + , se transfiere de una especie química a otra. Estas reacciones tienen una importancia fundamental en numerosos procesos naturales y tecnológicos, desde las transformaciones químicas que tienen lugar en el interior de las células y los lagos y océanos, hasta la producción a escala industrial de fertilizantes, productos farmacéuticos y otras sustancias esenciales para la sociedad. El tema de la química ácido-base, por lo tanto, merece una discusión profunda, y se dedica un capítulo completo a este tema más adelante en el texto. En esta breve introducción, consideraremos solo los tipos más comunes de reacciones ácido-base que tienen lugar en soluciones acuosas. En este contexto, un ácido es una sustancia que se disuelve en el agua para producir iones de hidronio, H 3 O + . Como ejemplo, considere la ecuación que se muestra aquí: HCl ( a q ) + H 2 O ( a q ) ⟶ Cl – ( a q ) + H 3 O + ( a q ) El proceso representado por esta ecuación confirma que el cloruro de hidrógeno es un ácido. Cuando se disuelve en agua, los iones H 3 O + se producen por una reacción química en la que los iones H + se transfieren de las moléculas de HCl a las de H 2 O ( ). Cuando el cloruro de hidrógeno gaseoso se disuelve en agua, (a) reacciona como un ácido, transfiriendo protones a las moléculas de agua para producir (b) iones de hidronio (e iones de cloruro solvatados). La naturaleza del HCl es tal que su reacción con el agua, tal y como se acaba de describir, es esencialmente eficaz al 100%: Prácticamente todas las moléculas de HCl que se disuelven en el agua sufren esta reacción. Los ácidos que reaccionan completamente de esta manera se llaman ácidos fuertes y el HCl es uno de los pocos compuestos ácidos comunes que se clasifican como fuertes ( ). Un número mucho mayor de compuestos se comportan como ácidos débiles y solo reaccionan parcialmente con el agua, dejando una gran mayoría de moléculas disueltas en su forma original y generando una cantidad relativamente pequeña de iones de hidronio. Los ácidos débiles son habituales en la naturaleza, ya que son las sustancias responsables, en parte, del sabor ácido de los cítricos, de la sensación de picadura de los insectos y de los olores desagradables asociados al olor corporal. Un ejemplo conocido de ácido débil es el ácido acético, el principal ingrediente de los vinagres alimentarios: CH 3 CO 2 H ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ CH 3 CO 2 – ( a q ) + H 3 O + ( a q ) Cuando se disuelve en agua en condiciones típicas, solo alrededor del 1% de las moléculas de ácido acético están presentes en la forma ionizada, CH 3 CO 2 – ( ). (El uso de una flecha doble en la ecuación anterior denota el aspecto de reacción parcial de este proceso, un concepto que se aborda completamente en los capítulos sobre el equilibrio químico). (a) Las frutas como las naranjas, los limones y los pomelos contienen el ácido débil ácido cítrico. (b) Los vinagres contienen el ácido débil ácido acético. (créditos: a: modificación del trabajo de Scott Bauer; b: modificación del trabajo de Brücke-Osteuropa/Wikimedia Commons). Ácidos fuertes comunes Fórmula del compuesto Nombre en solución acuosa HBr ácido bromhídrico HCl ácido clorhídrico HI ácido hidroyódico HNO 3 ácido nítrico HClO 4 ácido perclórico H 2 SO 4 ácido sulfúrico Una base es una sustancia que se disuelve en el agua para producir iones de hidróxido, OH − . Las bases más comunes son compuestos iónicos formados por cationes de metales alcalinos o alcalinotérreos (grupos 1 y 2) combinados con el ion hidróxido; por ejemplo, NaOH y Ca(OH) 2 . A diferencia de los compuestos ácidos que se han comentado anteriormente, estos compuestos no reaccionan químicamente con el agua, sino que se disuelven y disocian, liberando iones de hidróxido directamente en la solución. Por ejemplo, el KOH y el Ba(OH) 2 se disuelven en agua y se disocian completamente para producir cationes (K + y Ba 2+ , respectivamente) e iones hidróxido, OH − . Estas bases, junto con otros hidróxidos que se disocian completamente en el agua, se consideran bases fuertes . Consideremos como ejemplo la disolución de la lejía (hidróxido de sodio) en el agua: NaOH ( s ) ⟶ Na + ( a q ) + OH – ( a q ) Esta ecuación confirma que el hidróxido de sodio es una base. Cuando está disuelto en agua, el NaOH se disocia para dar lugar a iones Na + y OH − . Esto también es cierto para cualquier otro compuesto iónico que contenga iones de hidróxido. Dado que el proceso de disociación es esencialmente completo cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua en condiciones típicas, el NaOH y otros hidróxidos iónicos se clasifican como bases fuertes. A diferencia de los hidróxidos iónicos, algunos compuestos producen iones de hidróxido cuando se disuelven al reaccionar químicamente con las moléculas de agua. En todos los casos, estos compuestos reaccionan solo parcialmente, por lo que se clasifican como bases débiles . Estos tipos de compuestos también son abundantes en la naturaleza y productos importantes en diversas tecnologías. Por ejemplo, la producción mundial de amoníaco de base débil suele superar las 100 toneladas métricas anuales, siendo ampliamente utilizado como fertilizante agrícola, materia prima para la síntesis química de otros compuestos y como ingrediente activo en los limpiadores domésticos ( ). Cuando se disuelve en agua, el amoníaco reacciona parcialmente para dar lugar a iones de hidróxido, como se muestra aquí: NH 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ NH 4 + ( a q ) + OH – ( a q ) Se trata, por definición, de una reacción ácido-base, que en este caso implica la transferencia de iones H + de las moléculas de agua a las de amoníaco. En condiciones normales, solo un 1% del amoníaco disuelto está presente como iones de NH 4 + . El amoníaco es una base débil que se utiliza en una gran variedad de aplicaciones. (a) El amoníaco puro se aplica habitualmente como fertilizante agrícola. (b) Las soluciones diluidas de amoníaco son eficaces limpiadores domésticos (créditos: a: modificación del trabajo del Servicio Nacional de Conservación de Recursos; b: modificación del trabajo de pat00139). Una reacción de neutralización es un tipo específico de reacción ácido-base en la que los reactivos son un ácido y una base (pero no agua), y los productos suelen ser una sal y agua ácido + base ⟶ sal + agua Para ilustrar una reacción de neutralización, consideremos lo que ocurre cuando se ingiere un antiácido típico como la leche de magnesia (una suspensión acuosa de Mg(OH) 2 sólido) para aliviar los síntomas asociados al exceso de ácido estomacal (HCl): Mg (OH) 2 ( s ) + 2 HCl ( a q ) ⟶ MgCl 2 ( a q ) + 2 H 2 O ( l ). Observe que, además de agua, esta reacción produce una sal, el cloruro de magnesio. Escritura de ecuaciones para reacciones ácido-base Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las reacciones ácido-base descritas aquí: a) el ácido débil hipoclorito de hidrógeno reacciona con el agua b) una solución de hidróxido de bario se neutraliza con una solución de ácido nítrico Solución (a) Se proporcionan los dos reactivos, HOCl y H 2 O. Dado que la sustancia es un ácido, su reacción con el agua implicará la transferencia de H + del HOCl al H 2 O para generar iones hidronio, H 3 O + e iones hipoclorito, OCl − . HOCl ( a q ) + H 2 O ( l ) ⇌ OCl – ( a q ) + H 3 O + ( a q ) La doble flecha es apropiada en esta ecuación porque indica que el HOCl es un ácido débil que no ha reaccionado completamente. (b) Se proporcionan los dos reactivos, Ba(OH) 2 y HNO 3 . Al tratarse de una reacción de neutralización, los dos productos serán agua y una sal compuesta por el catión del hidróxido iónico (Ba 2+ ) y el anión generado cuando el ácido transfiere su ion hidrógeno ( NO 3 – ) . Ba (OH) 2 ( a q ) + 2 HNO 3 ( a q ) ⟶ Ba ( NO 3 ) 2 ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) Compruebe lo aprendido Escriba la ecuación iónica neta que representa la neutralización de cualquier ácido fuerte con un hidróxido iónico. (Pista: Considere los iones producidos cuando un ácido fuerte se disuelve en agua). Respuesta: H 3 O + ( a q ) + OH – ( a q ) ⟶ 2 H 2 O ( l ) Antiácidos para el estómago Nuestros estómagos contienen una solución de aproximadamente 0,03 M de HCl, que nos ayuda a digerir los alimentos que ingerimos. La sensación de ardor asociada al acidez es el resultado de la fuga de ácido del estómago a través de la válvula muscular de la parte superior del estómago hacia la parte inferior del esófago. El revestimiento del esófago no está protegido de los efectos corrosivos del ácido estomacal como lo está el revestimiento del estómago, y los resultados pueden ser muy dolorosos. Cuando tenemos acidez, nos sentimos mejor si reducimos el exceso de ácido en el esófago tomando un antiácido. Como habrá adivinado, los antiácidos son bases. Uno de los antiácidos más comunes es el carbonato de calcio, CaCO 3 . La reacción, CaCO 3 ( s ) + 2 HCl ( a q ) ⇌ CaCl 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) + CO 2 ( g ) no solo neutraliza el ácido estomacal, sino que también produce CO 2 ( g ), lo que puede dar lugar a un satisfactorio eructo. La leche de magnesia es una suspensión de la base poco soluble hidróxido de magnesio, Mg(OH) 2 . Funciona según la reacción: Mg ( OH ) 2 ( s ) ⇌ Mg 2+ ( a q ) + 2 OH – ( a q ) Los iones de hidróxido generados en este balance pasan a reaccionar con los iones de hidronio del ácido estomacal, de modo que: H 3 O + + OH – ⇌ 2 H 2 O ( l ) Esta reacción no produce dióxido de carbono, pero los antiácidos que contienen magnesio pueden tener un efecto laxante. Varios antiácidos tienen hidróxido de aluminio, Al(OH) 3 , como ingrediente activo. El hidróxido de aluminio tiende a causar estreñimiento, y algunos antiácidos utilizan hidróxido de aluminio junto con hidróxido de magnesio para balancear los efectos secundarios de las dos sustancias. Aspectos culinarios de la Química Los ejemplos de química ácido-base son abundantes en el mundo culinario. Un ejemplo es el uso de bicarbonato de sodio en la repostería. El NaHCO 3 es una base. Cuando reacciona con un ácido como el zumo de limón, el suero de leche o la crema agria en una masa, se forman burbujas de gas carbónico por la descomposición del ácido carbónico resultante, y la masa "sube". La levadura en polvo es una combinación de bicarbonato de sodio y una o más sales ácidas que reaccionan cuando los dos productos químicos entran en contacto con el agua de la masa. A mucha gente le gusta poner zumo de limón o vinagre, ambos ácidos, al pescado cocinado ( ). Resulta que los peces tienen aminas volátiles (bases) en sus sistemas, que son neutralizadas por los ácidos para dar lugar a sales de amonio no volátiles. Esto reduce el olor del pescado, y también añade un sabor "agrio" que parece gustarnos. Se produce una reacción de neutralización entre el ácido cítrico de los limones o el ácido acético del vinagre y las bases de la carne del pescado. El encurtido es un método utilizado para conservar las verduras utilizando un ambiente acídico producido de forma natural. La hortaliza, por ejemplo un pepino, se coloca en un frasco sellado y se sumerge en una solución de salmuera. La solución de salmuera favorece el crecimiento de las bacterias beneficiosas y suprime el de las dañinas. Las bacterias beneficiosas se alimentan de los almidones del pepino y producen ácido láctico como producto de desecho en un proceso llamado fermentación. El ácido láctico acaba aumentando la acidez de la salmuera hasta un nivel que mata cualquier bacteria dañina, que requiere un entorno básico. Sin que las bacterias dañinas consuman los pepinos, estos pueden durar mucho más tiempo que si estuvieran desprotegidos. Un subproducto del proceso de encurtido cambia el sabor de las hortalizas, ya que el ácido las hace agrias. Explore la visión microscópica de los ácidos y las bases fuertes y débiles. Reacciones de oxidación-reducción La atmósfera de la Tierra contiene aproximadamente un 20 % de oxígeno molecular, O 2 , un gas químicamente reactivo que desempeña un papel esencial en el metabolismo de los organismos aeróbicos y en muchos procesos medioambientales que dan forma al mundo. El término oxidación se utilizaba originalmente para describir las reacciones químicas en las que intervenía el O 2 , pero su significado ha evolucionado para referirse a una amplia e importante clase de reacción conocida como reacciones de oxidación-reducción (redox) . Se utilizarán algunos ejemplos de estas reacciones para desarrollar una imagen clara de esta clasificación. Algunas reacciones redox implican la transferencia de electrones entre especies reaccionantes para obtener productos iónicos, como la reacción entre el sodio y el cloro para obtener cloruro de sodio: 2Na ( s ) + Cl 2 ( g ) ⟶ 2 NaCl ( s ) . Es útil ver el proceso con respecto a cada reactivo individual, es decir, representar el destino de cada reactivo en forma de una ecuación llamada media reacción : 2 Na ( s ) ⟶ 2 Na + ( s ) + 2 e – Cl 2 ( g ) + 2 e – ⟶ 2 Cl – ( s ) Estas ecuaciones muestran que los átomos de Na pierden electrones mientras que los átomos de Cl (en la molécula de Cl 2 ) ganan electrones , los subíndices " s " para los iones resultantes significan que están presentes en forma de un compuesto iónico sólido. En este tipo de reacciones redox, la pérdida y la ganancia de electrones definen los procesos complementarios que se producen: oxidación = pérdida de electrones reducción = ganancia de electrones En esta reacción, pues, el sodio se oxida y el cloro se reduce . Visto desde una perspectiva más activa, el sodio funciona como un agente reductor (reductor) , ya que proporciona electrones al cloro (o lo reduce). Así mismo, el cloro funciona como agente oxidante (oxidante) , ya que elimina eficazmente los electrones del sodio (lo oxida). agente reductor = especie que se oxida agente oxidante = especies que se reducen Sin embargo, algunos procesos redox no implican la transferencia de electrones. Consideremos, por ejemplo, una reacción similar a la que produce el NaCl: H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) ⟶ 2 HCl ( g ) El producto de esta reacción es un compuesto covalente, por lo que no hay transferencia de electrones en el sentido explícito. Para aclarar la similitud de esta reacción con la anterior y permitir una definición inequívoca de las reacciones redox, se ha definido una propiedad denominada número de oxidación . El número de oxidación (o estado de oxidación ) de un elemento en un compuesto es la carga que poseerían sus átomos si el compuesto fuera iónico . Para asignar los números de oxidación a cada elemento de una molécula o un ion se utilizan las siguientes directrices. El número de oxidación de un átomo en una sustancia elemental es cero. El número de oxidación de un ion monatómico es igual a la carga del ion. Los números de oxidación de los no-metales comunes se suelen asignar de la siguiente manera: Hidrógeno: +1 cuando se combina con no-metales, -1 cuando se combina con metales Oxígeno: -2 en la mayoría de los compuestos, a veces -1 (los llamados peróxidos, O 2 2− ) , muy raramente – 1 2 (los llamados superóxidos, O 2 – ) , valores positivos cuando se combina con F (los valores varían) Halógenos: -1 para el F siempre, -1 para otros halógenos excepto cuando se combinan con oxígeno u otros halógenos (números de oxidación positivos en estos casos, valores variables) La suma de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula o ion poliatómico es igual a la carga de la molécula o ion. Nota: La convención adecuada para informar de la carga es escribir primero el número, seguido del signo (por ejemplo, 2+), mientras que el número de oxidación se escribe con la secuencia inversa, signo seguido de número (por ejemplo, +2). Esta convención pretende destacar la distinción entre estas dos propiedades relacionadas. Asignación de números de oxidación Siga las directrices de esta sección del texto para asignar los números de oxidación a todos los elementos de las siguientes especies: (a) H 2 S (b) SO 3 2− (c) Na 2 SO 4 Solución (a) Según la directriz 3, el número de oxidación del H es +1. Utilizando este número de oxidación y la fórmula del compuesto, se puede utilizar la directriz 4 para calcular el número de oxidación del azufre: carga en H 2 S = 0 = ( 2 × +1 ) + ( 1 × x ) x = 0 – ( 2 × +1 ) = –2 (b) La directriz 3 sugiere que el número de oxidación del oxígeno es -2. Utilizando este número de oxidación y la fórmula del ion, la directriz 4 puede utilizarse para calcular el número de oxidación del azufre: carga en SO 3 2− = -2 = ( 3 × -2 ) + ( 1 × x ) x = -2 – ( 3 × -2 ) = +4 (c) Para los compuestos iónicos, es conveniente asignar números de oxidación para el catión y el anión por separado. Según la directriz 2, el número de oxidación del sodio es +1. Asumiendo el número de oxidación habitual para el oxígeno (-2 según la directriz 3), el número de oxidación para el azufre se calcula según la directriz 4: carga en SO 4 2− = -2 = ( 4 × -2 ) + ( 1 × x ) x = -2 – ( 4 × -2 ) = +6 Compruebe lo aprendido Asigne los estados de oxidación a los elementos cuyos átomos están subrayados en cada uno de los siguientes compuestos o iones: (a) K N O 3 (b) Al H 3 (c) N _ H 4 + (d) H 2 P _ O 4 – Respuesta: (a) N, +5; (b) Al, +3; (c) N, −3; (d) P, +5 Utilizando el concepto de número de oxidación, se ha establecido una definición global de reacción redox. Las reacciones de reducción-oxidación (redox) son aquellas en las que uno o varios elementos implicados sufren un cambio de número de oxidación. (Aunque la gran mayoría de las reacciones redox implican cambios en el número de oxidación de dos o más elementos, existen algunas excepciones interesantes a esta regla: .) Las definiciones de los procesos complementarios de esta clase de reacción se revisan correspondientemente, como se muestra aquí: oxidación = aumento del número de oxidación reducción = disminución del número de oxidación Volviendo a las reacciones utilizadas para introducir este tema, ambas pueden identificarse ahora como procesos redox. En la reacción entre el sodio y el cloro para producir cloruro de sodio, el sodio se oxida (su número de oxidación aumenta de 0 en Na a +1 en NaCl) y el cloro se reduce (su número de oxidación disminuye de 0 en Cl 2 a -1 en NaCl). En la reacción entre el hidrógeno molecular y el cloro, el hidrógeno se oxida (su número de oxidación aumenta de 0 en H 2 a +1 en HCl) y el cloro se reduce (su número de oxidación disminuye de 0 en Cl 2 a −1 en HCl). Se reconocen varias subclases de reacciones redox, incluidas las reacciones de combustión en las que el reductor (también llamado combustible ) y el oxidante (a menudo, pero no necesariamente, oxígeno molecular) reaccionan vigorosamente y producen cantidades significativas de calor, y a menudo luz, en forma de llama. Las reacciones de los combustibles sólidos para cohetes, como la representada en la , son procesos de combustión. Una reacción típica de propulsión en la que el aluminio sólido es oxidado por el perclorato de amonio está representada por esta ecuación: 10 Al ( s ) + 6 NH 4 ClO 4 ( s ) ⟶ 4 Al 2 O 3 ( s ) + 2 AlCl 3 ( s ) + 12 H 2 O ( g ) + 3 N 2 ( g ) Vea un breve video en el que se muestra el disparo de prueba de un prototipo de motor de cohete híbrido a pequeña escala que se prevé utilizar en el nuevo Sistema de Lanzamiento Espacial que está desarrollando la NASA. Los primeros motores que disparan a 3 s (llama verde) utilizan una mezcla de combustible líquido y oxidante, y los segundos, más potentes, que disparan a 4 s (llama amarilla) utilizan una mezcla sólida. Las reacciones de desplazamiento único (reemplazo) son reacciones redox en las que un ion en solución es desplazado (o reemplazada) mediante la oxidación de un elemento metálico. Un ejemplo común de este tipo de reacción es la oxidación ácida de ciertos metales: Zn ( s ) + 2 HCl ( a q ) ⟶ ZnCl 2 ( a q ) + H 2 ( g ) Los elementos metálicos también pueden ser oxidados por soluciones de otras sales metálicas; por ejemplo: Cu ( s ) + 2 AgNO 3 ( a q ) ⟶ Cu ( NO 3 ) 2 ( a q ) + 2 Ag ( s ) . Esta reacción puede observarse colocando un hilo de cobre en una solución que contenga una sal de plata disuelta. Los iones de plata en solución se reducen a plata elemental en la superficie del alambre de cobre, y los iones Cu 2+ resultantes se disuelven en la solución para producir un color azul característico ( ). (a) Se muestra un alambre de cobre junto a una solución que contiene iones de plata(I). (b) El desplazamiento de los iones de plata disueltos por los iones de cobre da como resultado (c) la acumulación de metal de plata de color gris en el alambre y el desarrollo de un color azul en la solución debido a los iones de cobre disueltos (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott). Descripción de las reacciones redox Identifique qué ecuaciones representan reacciones redox, proporcionando un nombre para la reacción si es apropiado. Para las reacciones identificadas como redox, nombre el oxidante y el reductor. (a) ZnCO 3 ( s ) ⟶ ZnO ( s ) + CO 2 ( g ) (b) 2 Ga ( l ) + 3 Br 2 ( l ) ⟶ 2 GaBr 3 ( s ) (c) 2 H 2 O 2 ( a q ) ⟶ 2 H 2 O ( l ) + O 2 ( g ) (d) BaCl 2 ( a q ) + K 2 SO 4 ( a q ) ⟶ BaSO 4 ( s ) + 2 KCl ( a q ) (e) C 2 H 4 ( g ) + 3 O 2 ( g ) ⟶ 2 CO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) Solución Las reacciones redox se identifican por definición si uno o más elementos sufren un cambio en el número de oxidación. (a) No se trata de una reacción redox, ya que los números de oxidación permanecen inalterados para todos los elementos. (b) Se trata de una reacción redox. El galio se oxida, su número de oxidación aumenta de 0 en Ga( l ) a +3 en GaBr 3 ( s ). El agente reductor es el Ga( l ). El bromo se reduce, su número de oxidación disminuye de 0 en Br 2 ( l ) a -1 en GaBr 3 ( s ). El agente oxidante es Br 2 ( l ). (c) Se trata de una reacción redox. Se trata de un proceso especialmente interesante, ya que implica que el mismo elemento, el oxígeno, sufra tanto una oxidación como una reducción (la llamada reacción de desproporción ). El oxígeno se oxida, su número de oxidación aumenta de -1 en H 2 O 2 ( aq ) a 0 en O 2 ( g ). El oxígeno también se reduce, su número de oxidación disminuye de -1 en H 2 O 2 ( aq ) a -2 en H 2 O( l ). En las reacciones de desproporción, la misma sustancia funciona como oxidante y reductor. (d) No se trata de una reacción redox, ya que los números de oxidación permanecen inalterados para todos los elementos. (e) Se trata de una reacción redox (combustión). El carbono se oxida, su número de oxidación aumenta de -2 en el C 2 H 4 ( g ) a +4 en el CO 2 ( g ). El agente reductor (combustible) es C 2 H 4 ( g ). El oxígeno se reduce, su número de oxidación disminuye de 0 en O 2 ( g ) a -2 en H 2 O( l ). El agente oxidante es el O 2 ( g ). Compruebe lo aprendido Esta ecuación describe la producción de cloruro de estaño (II): Sn ( s ) + 2 HCl ( g ) ⟶ SnCl 2 ( s ) + H 2 ( g ) ¿Es una reacción redox? En caso afirmativo, proporcione un nombre más específico para la reacción, si procede, e identifique el oxidante y el reductor. Respuesta: Sí, una reacción de sustitución única. Sn( s ) es el reductor, HCl( g ) es el oxidante. Balance de las reacciones redox por el método de la media reacción Las reacciones redox que tienen lugar en medios acuosos suelen incluir agua, iones de hidronio e iones de hidróxido como reactivos o productos. Aunque estas especies no se oxidan ni se reducen, participan en el cambio químico de otras maneras (por ejemplo, proporcionando los elementos necesarios para formar oxianiones). Las ecuaciones que representan estas reacciones son a veces muy difíciles de balancear por inspección, por lo que se han desarrollado enfoques sistemáticos para ayudar en el proceso. Un enfoque muy útil es utilizar el método de las semirreacciones, que implica los siguientes pasos: 1. Escriba las dos semirreacciones que representan el proceso redox. 2. Balancee todos los elementos excepto el oxígeno y el hidrógeno. 3. Balancee los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de H 2 O. 4. Balancee los átomos de hidrógeno añadiendo iones H + . 5. Balancee la carga añadiendo electrones. 6. Si es necesario, multiplique los coeficientes de cada semirreacción por los números enteros más pequeños posibles para obtener un número igual de electrones en cada uno. 7. Sume las semirreacciones balanceadas y simplifique eliminando las especies que aparecen en ambos lados de la ecuación. 8. Para las reacciones que se producen en medios básicos (exceso de iones hidróxido), realice estos pasos adicionales: Añada iones OH − a ambos lados de la ecuación en número igual al de los iones H + . En el lado de la ecuación que contiene los iones H + y OH − , combine estos iones para obtener moléculas de agua. Simplifique la ecuación eliminando las moléculas de agua redundantes. 9. Por último, compruebe que tanto el número de átomos como las cargas totales El requisito de "balance de carga" es solo un tipo específico de "balance de masa" en el que las especies en cuestión son los electrones. Una ecuación debe representar igual número de electrones en el lado del reactivo y del producto, por lo que tanto los átomos como las cargas deben estar balanceados. están balanceados. Balance de las reacciones redox en solución ácida Escriba una ecuación balanceada para la reacción entre el ion dicromato y el hierro(II) para dar lugar a hierro(III) y cromo(III) en solución ácida. Cr 2 O 7 2− + Fe 2+ ⟶ Cr 3+ + Fe 3+ Solución Escriba las dos semirreacciones . Cada media reacción contendrá un reactivo y un producto con un elemento en común. Fe 2+ ⟶ Fe 3+ Cr 2 O 7 2− ⟶ Cr 3+ Balancee todos los elementos excepto el oxígeno y el hidrógeno . La semirreacción del hierro ya está balanceada, pero la semirreacción del cromo muestra dos átomos de Cr a la izquierda y un átomo de Cr a la derecha. Cambiando el coeficiente del lado derecho de la ecuación a 2 se consigue el balance con respecto a los átomos de Cr. Fe 2+ ⟶ Fe 3+ Cr 2 O 7 2− ⟶ 2 Cr 3+ Balancee los átomos de oxígeno añadiendo H 2 O molecular . La media reacción del hierro no contiene átomos de O. La semirreacción del cromo muestra siete átomos de O a la izquierda y ninguno a la derecha, por lo que se añaden siete moléculas de agua al lado derecho. Fe 2+ ⟶ Fe 3+ Cr 2 O 7 2− ⟶ 2 Cr 3+ + 7 H 2 O Balancee los átomos de hidrógeno añadiendo H + de iones . La semirreacción del hierro no contiene átomos de H. La semirreacción del cromo muestra 14 átomos de H a la derecha y ninguno a la izquierda, por lo que se añaden 14 iones de hidrógeno al lado izquierdo. Fe 2+ ⟶ Fe 3+ Cr 2 O 7 2− + 14 H + ⟶ 2 Cr 3+ + 7 H 2 O Balancee la carga añadiendo electrones . La semirreacción del hierro muestra una carga total de 2+ en el lado izquierdo (1 ion Fe 2+ ) y 3+ en el lado derecho (1 ion Fe 3+ ). Al añadir un electrón al lado derecho, la carga total de ese lado es (3+) + (1−) = 2+, y se consigue el balance de carga. La semirreacción del cromo muestra una carga total de (1 × 2−) + (14 × 1+) = 12+ en el lado izquierdo ( 1 Cr 2 O 7 2− y 14 iones H + ). La carga total del lado derecho es (2 × 3+) = 6 + (2 iones Cr 3+ ). Si se añaden seis electrones al lado izquierdo, la carga total de ese lado será de (12+ + 6−) = 6+, y se alcanzará el balance de carga. Fe 2+ ⟶ Fe 3+ + e – Cr 2 O 7 2− + 14 H + + 6 e – ⟶ 2 Cr 3+ + 7 H 2 O Multiplique las dos semirreacciones para que el número de electrones de una reacción sea igual al número de electrones de la otra . Para ser coherente con la conservación de la masa y con la idea de que las reacciones redox implican la transferencia (no la creación ni la destrucción) de electrones, el coeficiente de la semirreacción del hierro debe multiplicarse por 6. 6Fe 2+ ⟶ 6 Fe 3+ + 6 e – Cr 2 O 7 2− + 6 e – + 14 H + ⟶ 2 Cr 3+ + 7 H 2 O Sume las semirreacciones balanceadas y cancele las especies que aparecen en ambos lados de la ecuación . 6 Fe 2+ + Cr 2 O 7 2− + 6 e – + 14 H + ⟶ 6 Fe 3+ + 6 e – + 2 Cr 3+ + 7 H 2 O Solo los seis electrones son especies redundantes. Si se eliminan de cada lado de la ecuación, se obtiene la ecuación simplificada y balanceada que aparece aquí: 6 Fe 2+ + Cr 2 O 7 2− + 14 H + ⟶ 6 Fe 3+ + 2 Cr 3+ + 7 H 2 O Una última comprobación del balance de átomos y cargas confirma que la ecuación está balanceada. Reactivos Productos Fe 6 6 Cr 2 2 O 7 7 H 14 14 carga 24+ 24+ Compruebe lo aprendido En una solución básica, el cloro molecular, Cl 2 , reacciona con los iones de hidróxido, OH − , para producir iones de cloruro, Cl − . e iones de clorato, ClO 3 − . PISTA: Se trata de una reacción de desproporción en la que el elemento cloro se oxida y se reduce. Escriba una ecuación balanceada para esta reacción. Respuesta: 3 Cl 2 ( a q ) + 6 OH – ( a q ) ⟶ 5 Cl – ( a q ) + ClO 3 – ( a q ) + 3 H 2 O ( l ) Conceptos clave y resumen Las reacciones químicas se clasifican según patrones de comportamiento similares. Un gran número de reacciones importantes se incluyen en tres categorías: precipitación, ácido-base y oxidación-reducción (redox). Las reacción de precipitación implican la formación de uno o más productos insolubles. Las reacciones ácido-base implican la transferencia de iones de hidrógeno entre los reactivos. Las reacciones redox implican un cambio en el número de oxidación de uno o más elementos reactivos. La escritura de ecuaciones balanceadas para algunas reacciones redox que ocurren en soluciones acuosas se simplifica utilizando un enfoque sistemático llamado método de la media reacción. Ejercicios de química del final del capítulo Utilice las siguientes ecuaciones para responder las cuatro preguntas siguientes: i. H 2 O ( s ) ⟶ H 2 O ( l ) ii. Na + ( a q ) + Cl – ( aq ) + Ag + ( a q ) + NO 3 – ( a q ) ⟶ AgCl ( s ) + Na + ( a q ) + NO 3 – ( a q ) iii. CH 3 OH ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) + H 2 O ( g ) iv. 2 H 2 O ( l ) ⟶ 2 H 2 ( g ) + O 2 ( g ) v. H + ( a q ) + OH – ( a q ) ⟶ H 2 O ( l ) (a) ¿Qué ecuación describe un cambio físico? (b) ¿Qué ecuación identifica los reactivos y productos de una reacción de combustión? (c) ¿Qué ecuación no está balanceada? (d) ¿Cuál es una ecuación iónica neta? Indique qué tipo, o tipos, de reacción representa cada una de las siguientes: (a) Ca ( s ) + Br 2 ( l ) ⟶ CaBr 2 ( s ) (b) Ca (OH) 2 ( a q ) + 2 HBr ( a q ) ⟶ CaBr 2 ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) (c) C 6 H 12 ( l ) + 9 O 2 ( g ) ⟶ 6 CO 2 ( g ) + 6 H 2 O ( g ) a) oxidación-reducción (adición); b) ácido-base (neutralización); c) oxidación-reducción (combustión) Indique qué tipo, o tipos, de reacción representa cada una de las siguientes: (a) H 2 O ( g ) + C ( s ) ⟶ CO ( g ) + H 2 ( g ) (b) 2KClO 3 ( s ) ⟶ 2 KCl ( s ) + 3 O 2 ( g ) (c) Al (OH) 3 ( a q ) + 3 HCl ( a q ) ⟶ AlCl 3 ( a q ) + 3 H 2 O ( l ) (d) Pb ( NO 3 ) 2 ( a q ) + H 2 SO 4 ( a q ) ⟶ PbSO 4 ( s ) + 2 HNO 3 ( a q ) La plata puede separarse del oro porque la plata se disuelve en el ácido nítrico, mientras que el oro, no. ¿La disolución de la plata en ácido nítrico es una reacción ácido-base o una reacción de reducción-oxidación? Explique su respuesta. Se trata de una reacción de reducción-oxidación porque el estado de oxidación de la plata cambia durante la reacción. Determine los estados de oxidación de los elementos en los siguientes compuestos: (a) NaI (b) GdCl 3 (c) LiNO 3 (d) H 2 Se (e) Mg 2 Si (f) RbO 2 , superóxido de rubidio (g) HF Determine los estados de oxidación de los elementos en los compuestos enumerados. Ninguno de los compuestos que contienen oxígeno son peróxidos o superóxidos. (a) H 3 PO 4 (b) Al(OH) 3 (c) SeO 2 (d) KNO 2 (e) In 2 S 3 (f) P 4 O 6 (a) H +1, P +5, O −2; (b) Al +3, H +1, O −2; (c) Se +4, O −2; (d) K +1, N +3, O −2; (e) In +3, S −2; (f) P +3, O −2 Determine los estados de oxidación de los elementos en los compuestos enumerados. Ninguno de los compuestos que contienen oxígeno son peróxidos o superóxidos. (a) H 2 SO 4 (b) Ca(OH) 2 (c) BrOH (d) ClNO 2 (e) TiCl 4 (f) NaH Clasifique las siguientes como reacciones ácido-base o reacciones de reducción-oxidación: (a) Na 2 S ( a q ) + 2 HCl ( a q ) ⟶ 2 NaCl ( a q ) + H 2 S ( g ) (b) 2 Na ( s ) + 2 HCl ( a q ) ⟶ 2 NaCl ( a q ) + H 2 ( g ) (c) Mg ( s ) + Cl 2 ( g ) ⟶ MgCl 2 ( s ) (d) MgO ( s ) + 2 HCl ( a q ) ⟶ MgCl 2 ( a q ) + H 2 O ( l ) (e) K 3 P ( s ) + 2 O 2 ( g ) ⟶ K 3 PO 4 ( s ) (f) 3 KOH ( a q ) + H 3 PO 4 ( a q ) ⟶ K 3 PO 4 ( a q ) + 3 H 2 O ( l ) (a) ácido-base; (b) oxidación-reducción: El Na se oxida, el H + se reduce; (c) oxidación-reducción: El Mg se oxida, el Cl 2 se reduce; (d) ácido-base; (e) oxidación-reducción: P 3− se oxida, O 2 se reduce; (f) ácido-base Identifique los átomos que se oxidan y reducen, el cambio de estado de oxidación de cada uno y los agentes oxidantes y reductores en cada una de las siguientes ecuaciones: (a) Mg ( s ) + NiCl 2 ( a q ) ⟶ MgCl 2 ( a q ) + Ni ( s ) (b) PCl 3 ( l ) + Cl 2 ( g ) ⟶ PCl 5 ( s ) (c) C 2 H 4 ( g ) + 3 O 2 ( g ) ⟶ 2 CO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( g ) (d) Zn ( s ) + H 2 SO 4 ( a q ) ⟶ ZnSO 4 ( a q ) + H 2 ( g ) (e) 2 K 2 S 2 O 3 ( s ) + I 2 ( s ) ⟶ K 2 S 4 O 6 ( s ) + 2 KI ( s ) (f) 3 Cu ( s ) + 8 HNO 3 ( a q ) ⟶ 3 Cu ( NO 3 ) 2 ( a q ) + 2 NO ( g ) + 4 H 2 O ( l ) Complete y balancee las siguientes ecuaciones ácido-base: (a) El gas HCl reacciona con el sólido Ca(OH) 2 ( s ). (b) Se añade una solución de Sr(OH) 2 a una solución de HNO 3 . (a) 2 HCl ( g ) + Ca (OH) 2 ( s ) ⟶ CaCl 2 ( s ) + 2 H 2 O ( l ) ; (b) Sr (OH) 2 ( a q ) + 2 HNO 3 ( a q ) ⟶ Sr ( NO 3 ) 2 ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) Complete y balancee las siguientes ecuaciones ácido-base: (a) Se añade una solución de HClO 4 a una solución de LiOH. (b) El H 2 SO 4 acuoso reacciona con el NaOH. (c) El Ba(OH) 2 reacciona con el gas HF. Complete y balancee las siguientes reacciones de reducción-oxidación que dan el mayor estado de oxidación posible para los átomos oxidados. (a) Al ( s ) + F 2 ( g ) ⟶ (b) Al ( s ) + CuBr 2 ( a q ) ⟶ (desplazamiento simple) (c) P 4 ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ (d) Ca ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ (los productos son una base fuerte y un gas diatómico) (a) 2 Al ( s ) + 3 F 2 ( g ) ⟶ 2 AlF 3 ( s ) ; (b) 2 Al ( s ) + 3 CuBr 2 ( a q ) ⟶ 3 Cu ( s ) + 2 AlBr 3 ( a q ) ; (c) P 4 ( s ) + 5 O 2 ( g ) ⟶ P 4 O 10 ( s ) ; (d) Ca ( s ) + 2 H 2 O ( l ) ⟶ Ca (OH) 2 ( a q ) + H 2 ( g ) Complete y balancee las siguientes reacciones de reducción-oxidación que dan el mayor estado de oxidación posible para los átomos oxidados. (a) K ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ (b) Ba ( s ) + HBr ( a q ) ⟶ (c) Sn ( s ) + I 2 ( s ) ⟶ Complete y balancee las ecuaciones de las siguientes reacciones de neutralización ácido-base. Si se utiliza agua como solvente, escriba los reactivos y los productos como iones acuosos. En algunos casos, puede haber más de una respuesta correcta, dependiendo de las cantidades de reactivos utilizadas. (a) Mg (OH) 2 ( s ) + HClO 4 ( a q ) ⟶ (b) SO 3 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ (se supone un exceso de agua y que el producto se disuelve) (c) SrO ( s ) + H 2 SO 4 ( l ) ⟶ (a) Mg (OH) 2 ( s ) + 2 HClO 4 ( a q ) ⟶ Mg 2+ ( a q ) + 2 ClO 4 – ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) ; (b) SO 3 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) ⟶ H 3 O + ( a q ) + HSO 4 – ( a q ) , (una solución de H 2 SO 4 ); (c) SrO ( s ) + H 2 SO 4 ( l ) ⟶ SrSO 4 ( s ) + H 2 O Cuando se calientan a 700–800 °C, los diamantes, que son carbono puro, se oxidan con el oxígeno atmosférico. (¡Se queman!) Escriba la ecuación balanceada de esta reacción. Los militares han experimentado con láseres que producen una luz muy intensa cuando el flúor se combina explosivamente con el hidrógeno. ¿Cuál es la ecuación balanceada de esta reacción? H 2 ( g ) + F 2 ( g ) ⟶ 2HF ( g ) Escriba las ecuaciones molecular, iónica total e iónica neta para las siguientes reacciones: (a) Ca (OH) 2 ( a q ) + HC 2 H 3 O 2 ( a q ) ⟶ (b) H 3 PO 4 ( a q ) + CaCl 2 ( a q ) ⟶ Great Lakes Chemical Company produce bromo, Br 2 a partir de sales de bromuro, como el NaBr, en la salmuera de Arkansas, tratando la salmuera con gas cloro. Escriba una ecuación balanceada para la reacción del NaBr con el Cl 2 . 2NaBr ( a q ) + Cl 2 ( g ) ⟶ 2 NaCl ( a q ) + Br 2 ( l ) En un experimento común en el laboratorio de química general, el magnesio metálico se calienta en el aire para producir MgO. El MgO es un sólido blanco, pero en estos experimentos suele tener un aspecto gris, debido a pequeñas cantidades de Mg 3 N 2 , un compuesto que se forma cuando parte del magnesio reacciona con el nitrógeno. Escriba una ecuación balanceada para cada reacción. El hidróxido de litio puede utilizarse para absorber el dióxido de carbono en entornos cerrados, como las naves espaciales tripuladas y los submarinos. Escriba una ecuación para la reacción que implica 2 mol de LiOH por 1 mol de CO 2 . (Pista: El agua es uno de los productos). 2 LiOH ( a q ) + CO 2 ( g ) ⟶ Li 2 CO 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) El propionato de calcio se añade a veces al pan para retrasar su deterioro. Este compuesto puede prepararse mediante la reacción del carbonato de calcio, CaCO 3 , con el ácido propiónico, C 2 H 5 CO 2 H, que tiene propiedades similares a las del ácido acético. Escriba la ecuación balanceada para la formación de propionato de calcio. Complete y balancee las ecuaciones de las siguientes reacciones, cada una de las cuales podría utilizarse para eliminar el sulfuro de hidrógeno del gas natural: (a) Ca ( OH ) 2 ( s ) + H 2 S ( g ) ⟶ (b) Na 2 CO 3 ( a q ) + H 2 S ( g ) ⟶ (a) Ca (OH) 2 ( s ) + H 2 S ( g ) ⟶ CaS ( s ) + 2 H 2 O ( l ) ; (b) Na 2 CO 3 ( a q ) + H 2 S ( g ) ⟶ Na 2 S ( a q ) + CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) El sulfuro de cobre(II) es oxidado por el oxígeno molecular para producir trióxido de azufre gaseoso y óxido de cobre(II) sólido. El producto gaseoso reacciona entonces con el agua líquida para producir sulfato de dihidrógeno líquido como único producto. Escriba las dos ecuaciones que representan estas reacciones. Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las reacciones utilizadas para preparar cada uno de los siguientes compuestos a partir de los materiales de partida dados. En algunos casos, pueden ser necesarios reactivos adicionales. (a) nitrato de amonio sólido a partir de nitrógeno molecular gaseoso mediante un proceso de dos pasos (primero, reducir el nitrógeno a amoníaco, y luego, neutralizar el amoníaco con un ácido apropiado). (b) bromuro de hidrógeno gaseoso a partir de bromo molecular líquido mediante una reacción redox de un solo paso. (c) H 2 S gaseoso a partir de Zn y S sólidos mediante un proceso de dos etapas (primero, una reacción redox entre los materiales de partida, y luego, la reacción del producto con un ácido fuerte). (a) paso 1: N 2 ( g ) + 3 H 2 ( g ) ⟶ 2 NH 3 ( g ), paso 2: NH 3 ( g ) + HNO 3 ( a q ) ⟶ NH 4 NO 3 ( a q ) ⟶ NH 4 NO 3 ( s ) (después del secado); (b) H 2 ( g ) + Br 2 ( l ) ⟶ 2 HBr ( g ); (c) Zn ( s ) + S ( s ) ⟶ ZnS ( s ) y ZnS ( s ) + 2 HCl ( a q ) ⟶ ZnCl 2 ( a q ) + H 2 S ( g ) El ciclamato de calcio Ca(C 6 H 11 NHSO 3 ) 2 es un edulcorante artificial utilizado en muchos países del mundo, pero está prohibido en los Estados Unidos. Puede purificarse industrialmente convirtiéndolo en la sal de bario mediante la reacción del ácido C 6 H 11 NHSO 3 H con el carbonato de bario, el tratamiento con ácido sulfúrico (el sulfato de bario es muy insoluble) y la posterior neutralización con hidróxido de calcio. Escriba las ecuaciones balanceadas de estas reacciones. Complete y balancee cada una de las siguientes semirreacciones (pasos del 2 al 5 del método de semirreacción): (a) Sn 4+ ( a q ) ⟶ Sn 2+ ( a q ) (b) [ Ag ( NH 3 ) 2 ] + ( a q ) ⟶ Ag ( s ) + NH 3 ( a q ) (c) Hg 2 Cl 2 ( s ) ⟶ Hg ( l ) + Cl – ( a q ) (d) H 2 O ( l ) ⟶ O 2 ( g ) (en solución ácida) (e) IO 3 – ( a q ) ⟶ I 2 ( s ) (en solución básica) (f) SO 3 2− ( a q ) ⟶ SO 4 2− ( a q ) (en solución ácida) (g) MnO 4 – ( a q ) ⟶ Mn 2+ ( a q ) (en solución ácida) (h) Cl – ( a q ) ⟶ ClO 3 – ( a q ) (en solución básica) (a) Sn 4+ ( a q ) + 2e – ⟶ Sn 2+ ( a q ) , (b) [ Ag ( NH 3 ) 2 ] + ( a q ) + e – ⟶ Ag ( s ) + 2 NH 3 ( a q ) ; (c) Hg 2 Cl 2 ( s ) + 2 e – ⟶ 2 Hg ( l ) + 2 Cl – ( a q ) ; (d) 2 H 2 O ( l ) ⟶ O 2 ( g ) + 4 H + ( a q ) + 4 e – ; (e) 6 H 2 O ( l ) + 2 IO 3 – ( a q ) + 10 e – ⟶ I 2 ( s ) + 12 OH – ( a q ) ; (f) H 2 O ( l ) + SO 3 2− ( a q ) ⟶ SO 4 2− ( a q ) + 2 H + ( a q ) + 2 e – ; (g) 8 H + ( a q ) + MnO 4 – ( a q ) + 5 e – ⟶ Mn 2+ ( a q ) + 4 H 2 O ( l ) ; (h) Cl – ( a q ) + 6 OH – ( a q ) ⟶ Cl O 3 – ( a q ) + 3 H 2 O ( l ) + 6 e – Complete y balancee cada una de las siguientes semirreacciones (pasos del 2 al 5 del método de semirreacción): (a) Cr 2+ ( a q ) ⟶ Cr 3+ ( a q ) (b) Hg ( l ) + Br – ( a q ) ⟶ HgBr 4 2− ( a q ) (c) ZnS ( s ) ⟶ Zn ( s ) + S 2− ( a q ) (d) H 2 ( g ) ⟶ H 2 O ( l (en solución básica) (e) H 2 ( g ) ⟶ H 3 O + ( a q ) (en solución ácida) (f) NO 3 – ( a q ) ⟶ HNO 2 ( a q ) (en solución ácida) (g) MnO 2 ( s ) ⟶ MnO 4 – ( a q ) (en solución básica) (h) Cl – ( a q ) ⟶ ClO 3 – ( a q ) (en solución ácida) Balancee cada una de las siguientes ecuaciones según el método de la media reacción: (a) Sn 2+ ( a q ) + Cu 2+ ( a q ) ⟶ Sn 4+ ( a q ) + Cu + ( a q ) (b) H 2 S ( g ) + Hg 2 2+ ( a q ) ⟶ H g ( l ) + S ( s ) (en ácido) (c) CN – ( a q ) + ClO 2 ( a q ) ⟶ CNO – ( a q ) + Cl – ( a q ) (en ácido) (d) Fe 2+ ( a q ) + Ce 4+ ( a q ) ⟶ Fe 3+ ( a q ) + Ce 3+ ( a q ) (e) HBrO ( a q ) ⟶ Br – ( a q ) + O 2 ( g ) (en ácido) (a) Sn 2+ ( a q ) + 2 Cu 2+ ( a q ) ⟶ Sn 4+ ( a q ) + 2 Cu + ( a q ) ; (b) H 2 S ( g ) + Hg 2 2+ ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) ⟶ 2 Hg ( l ) + S ( s ) + 2 H 3 O + ( a q ) ; (c) 5 CN – ( a q ) + 2 ClO 2 ( a q ) + 3 H 2 O ( l ) ⟶ 5 CNO – ( a q ) + 2 Cl – ( a q ) + 2 H 3 O + ( a q ) ; (d) Fe 2+ ( a q ) + Ce 4+ ( a q ) ⟶ Fe 3+ ( a q ) + Ce 3+ ( a q ) ; (e) 2 HBrO ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) ⟶ 2 H 3 O + ( a q ) + 2 Br – ( a q ) + O 2 ( g ) Balancee cada una de las siguientes ecuaciones según el método de la media reacción: (a) Zn ( s ) + NO 3 – ( a q ) ⟶ Zn 2+ ( a q ) + N 2 ( g ) (en ácido) (b) Zn ( s ) + NO 3 – ( a q ) ⟶ Zn 2+ ( a q ) + NH 3 ( a q ) (en base) (c) CuS ( s ) + NO 3 – ( a q ) ⟶ Cu 2+ ( a q ) + S ( s ) + NO ( g ) (en ácido) (d) NH 3 ( a q ) + O 2 ( g ) ⟶ NO 2 ( g ) (fase gaseosa) (e) H 2 O 2 ( a q ) + MnO 4 – ( a q ) ⟶ Mn 2+ ( a q ) + O 2 ( g ) (en ácido) (f) NO 2 ( g ) ⟶ NO 3 – ( a q ) + NO 2 – ( a q ) (en base) (g) Fe 3+ ( a q ) + I – ( a q ) ⟶ Fe 2+ ( a q ) + I 2 ( a q ) Balancee cada una de las siguientes ecuaciones según el método de la media reacción: (a) MnO 4 – ( a q ) + NO 2 – ( a q ) ⟶ MnO 2 ( s ) + NO 3 – ( a q ) (en base) (b) MnO 4 2− ( a q ) ⟶ MnO 4 – ( a q ) + MnO 2 ( s ) (en base) (c) Br 2 ( l ) + SO 2 ( g ) ⟶ Br – ( a q ) + SO 4 2− ( a q ) (en ácido) (a) 2 MnO 4 – ( a q ) + 3NO 2 – ( a q ) + H 2 O ( l ) ⟶ 2 MnO 2 ( s ) + 3 NO 3 – ( a q ) + 2 OH – ( a q ) ; (b) 3 MnO 4 2− ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) ⟶ 2 MnO 4 – ( a q ) + 4 OH – ( a q ) + MnO 2 ( s ) (en base) ; (c) Br 2 ( l ) + SO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) ⟶ 4 H + ( a q ) + 2 Br – ( a q ) + SO 4 2− ( a q ) ácido sustancia que produce H 3 O + cuando se disuelve en agua. reacción ácido-base reacción que implica la transferencia de un ion hidrógeno entre especies reactivas. base sustancia que produce OH − cuando se disuelve en agua. reacción de combustión reacción redox vigorosa que produce cantidades significativas de energía en forma de calor y, a veces, de luz. media reacción una ecuación que muestra si cada reactivo pierde o gana electrones en una reacción. insoluble de solubilidad relativamente baja; se disuelve solo en una pequeña medida. reacción de neutralización reacción entre un ácido y una base para producir sal y agua. oxidación proceso en el que el número de oxidación de un elemento aumenta por la pérdida de electrones. reacción de reducción-oxidación (también, reacción redox) reacción que implica un cambio en el número de oxidación de uno o más elementos reactivos. número de oxidación (también, estado de oxidación) la carga que tendría cada átomo de un elemento en un compuesto si este fuera iónico. agente oxidante (también, oxidante) sustancia que provoca la oxidación de otra sustancia, y en el proceso se reduce. precipitado producto insoluble que se forma a partir de la reacción de reactivos solubles. reacción de precipitación reacción que produce uno o más productos insolubles; cuando los reactivos son compuestos iónicos, a veces se denomina doble desplazamiento o metátesis. reducción proceso en el que el número de oxidación de un elemento disminuye por la ganancia de electrones. agente reductor (también, reductor) sustancia que provoca la reducción de otra sustancia, y en el proceso se oxida. sal compuesto iónico que puede formarse por la reacción de un ácido con una base que contiene un catión y un anión distinto del hidróxido o del óxido. reacción de desplazamiento único (también, sustitución) reacción redox que implica la oxidación de una sustancia elemental por una especie iónica. soluble de solubilidad relativamente alta; se disuelve en una medida relativamente alta. solubilidad el grado en que una sustancia puede disolverse en agua, o en cualquier solvente. ácido fuerte ácido que reacciona completamente cuando se disuelve en agua para producir iones de hidronio. base sólida base que reacciona completamente cuando se disuelve en agua para producir iones de hidróxido. ácido débil ácido que reacciona solo ligeramente cuando se disuelve en agua para producir iones de hidronio. base débil base que reacciona solo ligeramente cuando se disuelve en agua para producir iones de hidróxido.

Ciencia


Estequiometría de la reacción Una ecuación química balanceada proporciona una gran cantidad de información en un formato muy sucinto. Las fórmulas químicas proporcionan las identidades de los reactivos y los productos que intervienen en el cambio químico, lo que permite clasificar la reacción. Los coeficientes proporcionan los números relativos de estas especies químicas, permitiendo una evaluación cuantitativa de las relaciones entre las cantidades de sustancias consumidas y producidas por la reacción. Estas relaciones cuantitativas se conocen como estequiometría de la reacción, término derivado de las palabras griegas stoicheion (que significa "elemento") y metron (que significa "medida"). En este módulo se explora el uso de ecuaciones químicas balanceadas para diversas aplicaciones estequiométricas. El enfoque general para utilizar las relaciones estequiométricas es similar en concepto a la forma en que la gente realiza muchas actividades comunes. La preparación de alimentos, por ejemplo, ofrece una comparación adecuada. Una receta para hacer ocho panqueques requiere 1 taza de mezcla para panqueques, 3 4 taza de leche, y un huevo. La "ecuación" que representa la preparación de los panqueques según esta receta es 1 taza de mezcla + 3 4 taza de leche + 1 huevo ⟶ 8 panqueques Si se necesitan dos docenas de panqueques para un desayuno familiar numeroso, las cantidades de ingredientes deben aumentarse proporcionalmente según las cantidades indicadas en la receta. Por ejemplo, el número de huevos necesarios para hacer 24 panqueques es 24 panqueques × 1 huevo 8 panqueques = 3 huevos Las ecuaciones químicas balanceadas se utilizan de forma muy similar para determinar la cantidad de un reactivo necesaria para reaccionar con una cantidad determinada de otro reactivo, o para obtener una cantidad determinada de producto, etc. Los coeficientes de la ecuación balanceada se utilizan para obtener los factores estequiométricos que permiten calcular la cantidad deseada. Para ilustrar esta idea, consideremos la producción de amoníaco por reacción de hidrógeno y nitrógeno: N 2 ( g ) + 3 H 2 ( g ) ⟶ 2 NH 3 ( g ) Esta ecuación muestra que las moléculas de amoníaco se producen a partir de moléculas de hidrógeno en un cociente de 2:3 y los factores estequiométricos pueden derivarse utilizando cualquier unidad de cantidad (número): 2 NH 3 moléculas 3 H 2 moléculas o 2 doz NH 3 moléculas 3 doz H 2 moléculas o 2 mol NH 3 moléculas 3 mol H 2 moléculas Estos factores estequiométricos pueden utilizarse para calcular el número de moléculas de amoníaco producidas a partir de un número determinado de moléculas de hidrógeno, o el número de moléculas de hidrógeno necesarias para producir un número determinado de moléculas de amoníaco. Se pueden derivar factores similares para cualquier par de sustancias en cualquier ecuación química. Moles de reactivo necesarios en una reacción ¿Cuántos moles de I 2 son necesarios para reaccionar con 0,429 mol de Al según la siguiente ecuación (vea la )? 2 Al + 3 I 2 ⟶ 2 AlI 3 El aluminio y el yodo reaccionan para producir yoduro de aluminio. El calor de la reacción vaporiza parte del yodo sólido en forma de vapor de color púrpura (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott). Solución Refiriéndose a la ecuación química balanceada, el factor estequiométrico que relaciona las dos sustancias de interés es 3 mol I 2 2 mol de Al . La cantidad molar de yodo se obtiene multiplicando la cantidad molar de aluminio proporcionada por este factor: mol I 2 = 0,429 mol Al × 3 mol I 2 2 mol Al = 0,644 mol I 2 Compruebe lo aprendido ¿Cuántos moles de Ca(OH) 2 son necesarios para reaccionar con 1,36 mol de H 3 PO 4 para producir Ca 3 (PO 4 ) 2 según la ecuación 3 Ca ( OH ) 2 + 2 H 3 PO 4 ⟶ Ca 3 ( PO 4 ) 2 + 6 H 2 O? Respuesta: 2,04 mol Número de moléculas de producto generadas por una reacción ¿Cuántas moléculas de dióxido de carbono se producen cuando se queman 0,75 mol de propano según esta ecuación? C 3 H 8 + 5 O 2 ⟶ 3 CO 2 + 4 H 2 O Solución El enfoque aquí es el mismo que para el , aunque se pide el número absoluto de moléculas, no el número de moles de moléculas. Para ello, basta con utilizar el factor de conversión de moles a números, el número de Avogadro. La ecuación balanceada muestra que el dióxido de carbono se produce a partir del propano en un cociente de 3:1: 3 mol CO 2 1 mol C 3 H 8 Utilizando este factor estequiométrico, la cantidad molar de propano proporcionada y el número de Avogadro, 0,75 mol C 3 H 8 × 3 mol CO 2 1 mol C 3 H 8 × 6,022 × 10 23 CO 2 moléculas mol CO 2 = 1,4 × 10 24 CO 2 moléculas Compruebe lo aprendido Cuántas moléculas de NH 3 se producen por la reacción de 4,0 mol de Ca(OH) 2 según la siguiente ecuación: ( NH 4 ) 2 SO 4 + Ca ( OH ) 2 ⟶ 2 NH 3 + CaSO 4 + 2 H 2 O Respuesta: 4,8 × 10 24 moléculas de NH 3 Estos ejemplos ilustran la facilidad con la que se pueden relacionar las cantidades de sustancias que intervienen en una reacción química de estequiometría conocida. Sin embargo, medir directamente el número de átomos y moléculas no es una tarea fácil, y la aplicación práctica de la estequiometría requiere que utilicemos la propiedad de la masa, más fácil de medir. Relacionar las masas de los reactivos y los productos ¿Qué masa de hidróxido de sodio, NaOH, sería necesaria para producir 16 g del antiácido leche de magnesia [hidróxido de magnesio, Mg(OH) 2 ] mediante la siguiente reacción? MgCl 2 ( a q ) + 2 NaOH ( a q ) ⟶ Mg (OH) 2 ( s ) + 2 NaCl ( a q ) Solución El enfoque utilizado anteriormente en el y el también se utiliza aquí; es decir, debemos derivar un factor estequiométrico apropiado a partir de la ecuación química balanceada y utilizarlo para relacionar las cantidades de las dos sustancias de interés. En este caso, sin embargo, se proporcionan y piden masas (no cantidades molares), por lo que se requieren pasos adicionales del tipo aprendido en el capítulo anterior. Los cálculos necesarios se describen en este diagrama de flujo: 16 g Mg ( OH ) 2 × 1 mol de Mg ( OH ) 2 58,3 g Mg ( OH ) 2 × 2 mol de NaOH 1 mol de Mg ( OH ) 2 × 40,0 g de NaOH mol de NaOH = 22 g de NaOH Compruebe lo aprendido ¿Qué masa de óxido de galio, Ga 2 O 3 , puede prepararse a partir de 29,0 g de galio metálico? La ecuación de la reacción es 4 Ga + 3 O 2 ⟶ 2 Ga 2 O 3 . Respuesta: 39,0 g Relacionar las masas de los reactivos ¿Qué masa de gas oxígeno, O 2 del aire se consume en la combustión de 702 g de octano, C 8 H 18 , uno de los principales componentes de la gasolina? 2 C 8 H 18 + 25 O 2 ⟶ 16 CO 2 + 18 H 2 O Solución El enfoque requerido aquí es el mismo que para el , diferenciándose solo en que las masas proporcionadas y pedidas son ambas para especies reactivas. 702 g C 8 H 18 × 1 mol C 8 H 18 114,23 g C 8 H 18 × 25 mol O 2 2 mol C 8 H 18 × 32,00 g O 2 mol O 2 = 2,46 × 10 3 g O 2 Compruebe lo aprendido ¿Qué masa de CO es necesaria para reaccionar con 25,13 g de Fe 2 O 3 según la ecuación Fe 2 O 3 + 3 CO ⟶ 2 Fe + 3 CO 2 con dígito d? Respuesta: 13,22 g Estos ejemplos ilustran solo algunos casos de cálculos de estequiometría de reacción. Son posibles numerosas variaciones en los pasos computacionales iniciales y finales, dependiendo de las cantidades particulares que se proporcionen y busquen (volúmenes, concentraciones de la solución, etc.). Independientemente de los detalles, todos estos cálculos comparten un componente esencial común: el uso de factores estequiométricos derivados de ecuaciones químicas balanceadas. La proporciona un esquema general de los diversos pasos computacionales asociados a muchos cálculos de estequiometría de reacciones. El diagrama de flujo representa los distintos pasos computacionales que intervienen en la mayoría de los cálculos de estequiometría de las reacciones. Bolsa de aire Las bolsas de aire, o airbags ( ), son un elemento de seguridad presente en la mayoría de los automóviles desde la década de 1990. El funcionamiento eficaz de un airbag requiere que se infle rápidamente con una cantidad (volumen) adecuada de gas cuando el vehículo se ve implicado en una colisión. Este requisito se satisface en muchos sistemas de airbag para automóviles mediante el uso de reacciones químicas explosivas, siendo una opción común la descomposición de la azida sódica, NaN 3 . Cuando los sensores del vehículo detectan una colisión, se hace pasar una corriente eléctrica a través de una cantidad cuidadosamente medida de NaN 3 para iniciar su descomposición: 2 NaN 3 ( s ) ⟶ 3 N 2 ( g ) + 2 Na ( s ) Esta reacción es muy rápida, generando nitrógeno gaseoso que puede desplegar e inflar completamente un airbag típico en una fracción de segundo (~0,03-0,1 s). Entre muchas consideraciones de ingeniería, la cantidad de azida sódica utilizada debe ser la adecuada para generar suficiente gas nitrógeno para inflar completamente la bolsa de aire y garantizar su correcto funcionamiento. Por ejemplo, una pequeña masa (~100 g) de NaN 3 generará aproximadamente 50 L de N 2 . Los airbags se despliegan en el momento del impacto para minimizar las lesiones graves de los pasajeros (créditos: Jon Seidman) Conceptos clave y resumen Una ecuación química balanceada puede utilizarse para describir la estequiometría de una reacción (las relaciones entre las cantidades de reactivos y productos). Los coeficientes de la ecuación se utilizan para derivar los factores estequiométricos que posteriormente pueden utilizarse para los cálculos que relacionan las masas de los reactivos y los productos, las cantidades molares y otras propiedades cuantitativas. Ejercicios de química del final del capítulo Escriba la ecuación balanceada y, a continuación, esboce los pasos necesarios para determinar la información solicitada en cada uno de los siguientes puntos: (a) El número de moles y la masa de cloro, Cl 2 , necesarios para reaccionar con 10,0 g de sodio metálico, Na, para producir cloruro de sodio, NaCl. (b) El número de moles y la masa de oxígeno formados por la descomposición de 1,252 g de óxido de mercurio(II). (c) El número de moles y la masa de nitrato de sodio, NaNO 3 , necesarios para producir 128 g de oxígeno. (El NaNO 2 es el otro producto). (d) El número de moles y la masa de dióxido de carbono formados por la combustión de 20,0 kg de carbono en un exceso de oxígeno. (e) El número de moles y la masa de carbonato de cobre(II) necesarios para producir 1,500 kg de óxido de cobre(II). (El CO 2 es el otro producto) (f) Determine el número de moles y la masa pedida para cada reacción en el . (a) 0,435 mol de Na, 0,217 mol de Cl 2 , 15,4 g de Cl 2 ; (b) 0,005780 mol de HgO, 2,890 × 10 −3 mol O 2 , 9,248 × 10 −2 g O 2 ; (c) 8,00 mol de NaNO 3 , 6,8 × 10 2 g NaNO 3 ; (d) 1665 mol de CO 2 , 73,3 kg CO 2 ; (e) 18,86 mol de CuO, 2,330 kg CuCO 3 ; (f) 0,4580 mol de C 2 H 4 Br 2 , 86,05 g C 2 H 4 Br 2 Escriba la ecuación balanceada y, a continuación, esboce los pasos necesarios para determinar la información solicitada en cada uno de los siguientes puntos: (a) El número de moles y la masa de Mg necesarios para reaccionar con 5,00 g de HCl y producir MgCl 2 y H 2 . (b) El número de moles y la masa de oxígeno formados por la descomposición de 1,252 g de óxido de plata(I). (c) El número de moles y la masa de carbonato de magnesio, MgCO 3 , necesarios para producir 283 g de dióxido de carbono. (El MgO es el otro producto) (d) El número de moles y la masa de agua formados por la combustión de 20,0 kg de acetileno, C 2 H 2 , en un exceso de oxígeno. (e) El número de moles y la masa de peróxido de bario, BaO 2 , necesarios para producir 2,500 kg de óxido de bario, BaO (el O 2 es el otro producto). (f) Determine el número de moles y la masa pedida para cada reacción en el . (a) 0,0686 mol de Mg, 1,67 g de Mg; (b) 2,701 × 10 -3 mol de O 2 , 0,08644 g de O 2 ; (c) 6,43 mol de MgCO 3 , 542 g de MgCO 3 (d) 768 mol de H 2 O, 13,8 kg de H 2 O; (e) 16,31 mol de BaO 2 , 2762 g de BaO 2 ; (f) 0,207 mol de C 2 H 4 , 5,81 g de C 2 H 4 El H 2 se produce por la reacción de 118,5 mL de una solución 0,8775-M de H 3 PO 4 según la siguiente ecuación: 2 Cr + 2 H 3 PO 4 ⟶ 3 H 2 + 2 CrPO 4 . (a) Esboce los pasos necesarios para determinar el número de moles y la masa de H 2 . (b) Realice los cálculos indicados. El cloruro de galio se forma por la reacción de 2,6 L de una solución 1,44 M de HCl según la siguiente ecuación: 2 Ga + 6 HCl ⟶ 2 GaCl 3 + 3 H 2 . (a) Esboce los pasos necesarios para determinar el número de moles y la masa del cloruro de galio. (b) Realice los cálculos indicados. (a) volumen de solución de HCl ⟶ mol de HCl ⟶ mol de GaCl 3 ; (b) 1,25 mol de GaCl 3 , 2,2 × 10 2 g de GaCl 3 El I 2 se produce por la reacción de 0,4235 mol de CuCl 2 según la siguiente ecuación: 2 CuCl 2 + 4 KI ⟶ 2 CuI + 4 KCl + I 2 . (a) ¿Cuántas moléculas de I 2 se producen? (b) ¿Qué masa de I 2 se produce? La plata suele extraerse de minerales como el K[Ag(CN) 2 ] y luego se recupera mediante la reacción 2 K [ Ag ( CN ) 2 ] ( a q ) + Zn ( s ) ⟶ 2Ag ( s ) + Zn ( CN ) 2 ( a q ) + 2 KCN ( a q ) (a) ¿Cuántas moléculas de Zn(CN) 2 se producen por la reacción de 35,27 g de K[Ag(CN) 2 ]? (b) ¿Qué masa de Zn(CN) 2 se produce? (a) 5,337 × 10 22 moléculas; (b) 10,41 g de Zn(CN) 2 ¿Qué masa de óxido de plata, Ag 2 O, se necesita para producir 25,0 g de sulfadiazina de plata, AgC 10 H 9 N 4 SO 2 , a partir de la reacción del óxido de plata y la sulfadiazina? 2 C 10 H 10 N 4 SO 2 + Ag 2 O ⟶ 2 AgC 10 H 9 N 4 SO 2 + H 2 O El carborundo es carburo de silicio, SiC, un material muy duro que se utiliza como abrasivo en el papel de lija y en otras aplicaciones. Se prepara por la reacción de la arena pura, SiO 2 , con el carbono a alta temperatura. El monóxido de carbono, CO, es el otro producto de esta reacción. Escriba la ecuación balanceada de la reacción y calcule la cantidad de SiO 2 necesaria para producir 3,00 kg de SiC. SiO 2 + 3 C ⟶ SiC + 2 CO, 4,50 kg de SiO 2 Las bolsas de aire de los automóviles se inflan cuando una muestra de azida sódica, NaN 3 , se descompone muy rápidamente. 2 NaN 3 ( s ) ⟶ 2 Na ( s ) + 3 N 2 ( g ) ¿Qué masa de azida sódica se necesita para producir 2,6 pies 3 (73,6 L) de gas nitrógeno con una densidad de 1,25 g/L? La urea, CO(NH 2 ) 2 , se fabrica a gran escala para su uso en la producción de plásticos de urea-formaldehído y como fertilizante. ¿Cuál es la masa máxima de urea que se puede fabricar a partir del CO 2 producido por la combustión de 1,00 × 10 3 kg de carbono seguido de la reacción? CO 2 ( g ) + 2 NH 3 ( g ) ⟶ CO ( NH 2 ) 2 ( s ) + H 2 O ( l ) 5,00 × 10 3 kg En un accidente, se derramó una solución que contenía 2,5 kg de ácido nítrico. Se esparcieron rápidamente dos kilogramos de Na 2 CO 3 en la zona y se liberó CO 2 por la reacción. ¿Se ha utilizado suficiente Na 2 CO 3 para neutralizar todo el ácido? Un automóvil compacto consigue 37,5 millas por galón en la carretera. Si la gasolina contiene un 84,2% de carbono en masa y tiene una densidad de 0,8205 g/mL, determine la masa de dióxido de carbono producida durante un viaje de 500 millas (3,785 litros por galón). 1,28 × 10 5 g de CO 2 ¿Qué volumen de solución de ácido clorhídrico 0,750 M puede prepararse a partir del HCl producido por la reacción de 25,0 g de NaCl con exceso de ácido sulfúrico? NaCl ( s ) + H 2 SO 4 ( l ) ⟶ HCl ( g ) + NaHSO 4 ( s ) ¿Qué volumen de una solución 0,2089 M de KI contiene suficiente KI para reaccionar exactamente con el Cu(NO 3 ) 2 en 43,88 mL de una solución de 0,3842 M de Cu(NO 3 ) 2 ? 2 Cu ( NO 3 ) 2 + 4 KI ⟶ 2 CuI + I 2 + 4 KNO 3 161,4 mL de solución de KI Un mordiente es una sustancia que se combina con un tinte para producir un color fijo y estable en un tejido teñido. El acetato de calcio se utiliza como mordiente. Se prepara mediante la reacción del ácido acético con el hidróxido de calcio. 2 CH 3 CO 2 H + Ca (OH) 2 ⟶ Ca ( CH 3 CO 2 ) 2 + 2 H 2 O ¿Qué masa de Ca(OH) 2 es necesaria para reaccionar con el ácido acético en 25,0 mL de una solución que tiene una densidad de 1,065 g/mL y que contiene 58,0% de ácido acético en masa? El pigmento tóxico llamado plomo blanco, Pb 3 (OH) 2 (CO 3 ) 2 , ha sido sustituido en las pinturas blancas por el rutilo, TiO 2 . ¿Qué cantidad de rutilo (g) puede prepararse a partir de 379 g de un mineral que contiene un 88,3% de ilmenita (FeTiO 3 ) en masa? 2 FeTiO 3 + 4 HCl + Cl 2 ⟶ 2 FeCl 3 + 2 TiO 2 + 2 H 2 O 176 g de TiO 2 factor estequiométrico cociente de coeficientes en una ecuación química balanceada, utilizada en los cálculos que relacionan las cantidades de reactivos y productos estequiometría relaciones entre las cantidades de reactivos y productos de una reacción química

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Rendimiento de la reacción Las cantidades relativas de reactivos y productos representadas en una ecuación química balanceada suelen denominarse cantidades estequiométricas . Todos los ejercicios del módulo anterior incluían cantidades estequiométricas de reactivos. Por ejemplo, al calcular la cantidad de producto generado a partir de una determinada cantidad de reactivo, se asumió que cualquier otro reactivo necesario estaba disponible en cantidades estequiométricas (o mayores). En este módulo se consideran situaciones más realistas, en las que los reactivos no están presentes en cantidades estequiométricas. Reactivo limitante Consideremos otra analogía alimenticia, la preparación de sándwiches de queso a la parrilla ( ): 1 rebanada de queso + 2 rebanadas de pan ⟶ 1 sándwich Las cantidades estequiométricas de los ingredientes del sándwich para esta receta son pan y rebanadas de queso en un cociente de 2:1. Si se dispone de 28 rebanadas de pan y 11 rebanadas de queso, se pueden preparar 11 sándwiches de acuerdo con la receta proporcionada, utilizando todo el queso proporcionado y sobrándole seis rebanadas de pan. En este escenario, el número de sándwiches preparados ha sido limitado por el número de rebanadas de queso, y las rebanadas de pan se han proporcionado en exceso . La elaboración de sándwiches puede ilustrar los conceptos de reactivos limitantes y en exceso. Consideremos ahora este concepto con respecto a un proceso químico, la reacción del hidrógeno con el cloro para producir cloruro de hidrógeno: H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) ⟶ 2HCl ( g ) La ecuación balanceada muestra que el hidrógeno y el cloro reaccionan en un cociente estequiométrico de 1:1. Si estos reactivos se suministran en cualquier otra cantidad, uno de los reactivos se consumirá casi siempre por completo, limitando así la cantidad de producto que puede generarse. Esta sustancia es el reactivo limitante , y la otra sustancia es el exceso de reactivo . La identificación de los reactivos limitantes y en exceso de reactivo para una situación dada requiere el cálculo de las cantidades molares de cada reactivo proporcionado y su comparación con las cantidades estequiométricas representadas en la ecuación química balanceada. Por ejemplo, imagine que combina 3 moles de H 2 y 2 moles de Cl 2 . Esto representa un cociente 3:2 (o 1,5:1) entre el hidrógeno y el cloro presentes para la reacción, que es mayor que el cociente estequiométrico de 1:1. Por lo tanto, el hidrógeno está presente en exceso y el cloro es el reactivo limitante. La reacción de todo el cloro proporcionado (2 mol) consumirá 2 mol de los 3 mol de hidrógeno proporcionados, dejando 1 mol de hidrógeno sin reaccionar. Un enfoque alternativo para identificar el reactivo limitante consiste en comparar la cantidad de producto esperada para la reacción completa de cada reactivo. Cada cantidad de reactivo se utiliza para calcular por separado la cantidad de producto que se formaría según la estequiometría de la reacción. El reactivo que da la menor cantidad de producto es el reactivo limitante. Para el ejemplo del párrafo anterior, la reacción completa del hidrógeno produciría mol de HCl producido = 3 mol de H 2 × 2 mol de HCl 1 mol de H 2 = 6 mol de HCl La reacción completa del cloro suministrado produciría mol de HCl producido = 2 mol de Cl 2 × 2 mol de HCl 1 mol Cl 2 = 4 mol de HCl El cloro se consumirá completamente cuando se hayan producido 4 moles de HCl. Dado que se proporcionó suficiente hidrógeno para producir 6 moles de HCl, habrá hidrógeno sin reaccionar una vez que la reacción se haya completado. Por lo tanto, el cloro es el reactivo limitante y el hidrógeno es el exceso de reactivo ( ). Cuando el H 2 y el Cl 2 se combinan en cantidades no estequiométricas, uno de estos reactivos limitará la cantidad de HCl que puede producirse. Esta ilustración muestra una reacción en la que el hidrógeno está presente en exceso y el cloro es el reactivo limitante. Vea esta simulación interactiva que ilustra los conceptos de reactivos limitantes y exceso de reactivo. Identificación del reactivo limitante El nitruro de silicio es una cerámica muy dura y resistente a las altas temperaturas que se utiliza como componente de los álabes de las turbinas de los motores a reacción. Se prepara según la siguiente ecuación: 3Si ( s ) + 2 N 2 ( g ) ⟶ Si 3 N 4 ( s ) . ¿Cuál es el reactivo limitante cuando reaccionan 2,00 g de Si y 1,50 g de N 2 ? Solución Calcule las cantidades molares de reactivos proporcionadas y, a continuación, compare estas cantidades con la ecuación balanceada para identificar el reactivo limitante. mol de Si = 2,00 g de Si × 1 mol de Si 28,09 g de Si = 0,0712 mol de Si mol de N 2 = 1,50 g de N 2 × 1 mol N 2 28,02 g N 2 = 0,0535 mol de N 2 El cociente molar Si:N 2 proporcionado es: 0,0712 mol de Si 0,0535 mol de N 2 = 1,33 mol de Si 1 mol N 2 El cociente estequiométrico Si:N 2 es: 3 mol de Si 2 mol N 2 = 1,5 mol de Si 1 mol N 2 La comparación de estos cocientes muestra que el Si se aporta en una cantidad inferior a la estequiométrica, por lo que es el reactivo limitante. Alternativamente, calcule la cantidad de producto esperada para la reacción completa de cada uno de los reactivos proporcionados. Los 0,0712 moles de silicio producirían mol Si 3 N 4 producido = 0,0712 mol de Si × 1 mol Si 3 N 4 3 mol de Si = 0,0237 mol de Si 3 N 4 mientras que los 0,0535 moles de nitrógeno producirían mol Si 3 N 4 producido = 0,0535 mol de N 2 × 1 mol Si 3 N 4 2 mol N 2 = 0,0268 mol de Si 3 N 4 Dado que el silicio da la menor cantidad de producto, es el reactivo limitante. Compruebe sus conocimientos ¿Cuál es el reactivo limitante cuando 5,00 g de H 2 y 10,0 g de O 2 reaccionan y forman agua? Respuesta: O 2 Porcentaje de rendimiento La cantidad de producto que puede producir una reacción en condiciones específicas, calculada según la estequiometría de una ecuación química balanceada adecuada, se denomina rendimiento teórico de la reacción. En la práctica, la cantidad de producto obtenida se denomina rendimiento real y suele ser inferior al rendimiento teórico por varias razones. Algunas reacciones son intrínsecamente ineficaces, ya que van acompañadas de reacciones secundarias que generan otros productos. Otras son, por naturaleza, incompletas (considere las reacciones parciales de las bases y ácidos débiles que se discutieron anteriormente en este capítulo). Algunos productos son difíciles de recoger sin que se produzcan algunas pérdidas, por lo que una recuperación no perfecta reducirá el rendimiento real. El grado en que se alcanza el rendimiento teórico de una reacción se suele expresar como su porcentaje de rendimiento : porcentaje de rendimiento = rendimiento real rendimiento teórico × 100 % Los rendimientos reales y teóricos pueden expresarse como masas o cantidades molares (o cualquier otra propiedad apropiada; por ejemplo, el volumen, si el producto es un gas). Siempre que ambos rendimientos se expresen con las mismas unidades, estas se cancelarán cuando se calcule el porcentaje de rendimiento. Cálculo del porcentaje de rendimiento Al reaccionar 1,274 g de sulfato de cobre con un exceso de zinc metálico, se obtuvieron 0,392 g de cobre metálico según la ecuación: CuSO 4 ( a q ) + Zn ( s ) ⟶ Cu ( s ) + ZnSO 4 ( a q ) ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento? Solución La información proporcionada identifica al sulfato de cobre como el reactivo limitante, por lo que el rendimiento teórico se encuentra mediante el enfoque ilustrado en el módulo anterior, como se muestra aquí: 1,274 g CuSO 4 × 1 mol CuSO 4 159,62 g CuSO 4 × 1 mol de Cu 1 mol CuSO 4 × 63,55 g de Cu 1 mol de Cu = 0,5072 g de Cu Utilizando este rendimiento teórico y el valor proporcionado para el rendimiento real, se calcula que el porcentaje de rendimiento es porcentaje de rendimiento = ( rendimiento real rendimiento teórico ) × 100 porcentaje de rendimiento = ( 0,392 g de Cu 0,5072 g de Cu ) × 100 = 77,3 % Compruebe lo aprendido ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de una reacción que produce 12,5 g del gas freón CF 2 Cl 2 a partir de 32,9 g de CCl 4 y un exceso de HF? CCl 4 + 2 HF ⟶ CF 2 Cl 2 + 2 HCl Respuesta: 48,3 % Química sostenible y economía atómica El diseño intencionado de productos y procesos químicos que minimizan el uso de sustancias peligrosas para el medio ambiente y la generación de residuos se conoce como química sostenible . La química sostenible es un enfoque filosófico que se está aplicando a muchos ámbitos de la ciencia y la tecnología, y su práctica se resume en unas directrices conocidas como los "Doce Principios de la Química Sostenible" (consulte los detalles en este sitio web ). Uno de los 12 principios está dirigido específicamente a maximizar la eficiencia de los procesos de síntesis de productos químicos. La economía atómica de un proceso es una medida de esta eficiencia, definida como el porcentaje en masa del producto final de una síntesis en relación con las masas de todos los reactivos utilizados: economía atómica = masa del producto masa de los reactivos × 100 % Aunque la definición de economía atómica parece a primera vista muy similar a la del porcentaje de rendimiento, hay que tener en cuenta que esta propiedad representa una diferencia en las eficiencias teóricas de los distintos procesos químicos. El porcentaje de rendimiento de un proceso químico determinado, por otra parte, evalúa la eficiencia de un proceso comparando el rendimiento del producto realmente obtenido con el rendimiento máximo previsto por la estequiometría. La síntesis del analgésico común de venta libre, el ibuprofeno, ilustra muy bien el éxito de un enfoque de química sostenible ( ). Comercializado por primera vez a principios de la década de 1960, el ibuprofeno se producía mediante una síntesis de seis pasos que requería 514 g de reactivos para generar cada mol (206 g) de ibuprofeno, lo que supone una economía atómica del 40%. En la década de 1990, la empresa BHC (ahora BASF Corporation) desarrolló un proceso alternativo que solo requiere tres pasos y tiene una economía atómica de ~80%, casi el doble que el proceso original. El proceso BHC genera muchos menos residuos químicos, utiliza materiales menos peligrosos y reciclables y supone un importante ahorro de costos para el fabricante (y, posteriormente, para el consumidor). En reconocimiento al impacto medioambiental positivo del proceso BHC, la empresa recibió el premio Greener Synthetic Pathways de la Agencia de Protección Medioambiental en 1997. (a) El ibuprofeno es un popular analgésico de venta libre que se suele vender en forma de comprimidos de 200 mg. (b) El proceso BHC para sintetizar ibuprofeno solo requiere tres pasos y presenta una impresionante economía atómica (créditos a: modificación del trabajo de Derrick Coetzee). Conceptos clave y resumen Cuando las reacciones se llevan a cabo utilizando cantidades de reactivos inferiores a las estequiométricas, la cantidad de producto generado vendrá determinada por el reactivo limitante. La cantidad de producto generado por una reacción química es su rendimiento real. Este rendimiento suele ser inferior a la cantidad de producto prevista por la estequiometría de la ecuación química balanceada que representa la reacción (su rendimiento teórico). El grado en que una reacción genera la cantidad teórica de producto se expresa como su porcentaje de rendimiento. Ecuaciones clave porcentaje de rendimiento = ( rendimiento real rendimiento teórico ) × 100 Ejercicios de química del final del capítulo Las siguientes cantidades se colocan en un recipiente: 1,5 × 10 24 átomos de hidrógeno, 1,0 mol de azufre y 88,0 g de oxígeno diatómico. (a) ¿Cuál es la masa total en gramos del grupo de los tres elementos? (b) ¿Cuál es el número total de moles de átomos de los tres elementos? (c) Si la mezcla de los tres elementos forma un compuesto con moléculas que contienen dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno, ¿qué sustancia se consume primero? (d) ¿Cuántos átomos de cada elemento restante quedarían sin reaccionar en el cambio descrito en (c)? ¿Cuál es el reactivo limitante en una reacción que produce cloruro de sodio a partir de 8 g de sodio y 8 g de cloro diatómico? El reactivo limitante es el Cl2. ¿Cuál de los postulados de la teoría atómica de Dalton explica por qué podemos calcular el rendimiento teórico de una reacción química? Un estudiante aisló 25 g de un compuesto siguiendo un procedimiento que teóricamente produciría 81 g. ¿Cuál era su porcentaje de rendimiento? Porcentaje de rendimiento = 31% Una muestra de 0,53 g de dióxido de carbono se obtuvo calentando 1,31 g de carbonato de calcio. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de esta reacción? CaCO 3 ( s ) ⟶ CaO ( s ) + CO 2 ( s ) El freón-12, CCl 2 F 2 , se prepara a partir del CCl 4 por reacción con HF. El otro producto de esta reacción es el HCl. Resuma los pasos necesarios para determinar el porcentaje de rendimiento de una reacción que produce 12,5 g de CCl 2 F 2 a partir de 32,9 g de CCl 4 . El freón-12 ha sido prohibido y ya no se utiliza como refrigerante porque cataliza la descomposición del ozono y tiene una vida muy larga en la atmósfera. Determine el porcentaje de rendimiento. g CCl 4 ⟶ mol CCl 4 ⟶ mol CCl 2 F 2 ⟶ g CCl 2 F 2 , porcentaje de rendimiento = 48,3 % El ácido cítrico, C 6 H 8 O 7 , componente de mermeladas, jaleas y refrescos afrutados, se prepara industrialmente mediante la fermentación de la sacarosa por el moho Aspergillus niger . La ecuación que representa esta reacción es C 12 H 22 O 11 + H 2 O + 3 O 2 ⟶ 2 C 6 H 8 O 7 + 4 H 2 O ¿Qué masa de ácido cítrico se produce a partir de exactamente 1 tonelada métrica (1.000 × 10 3 kg) de sacarosa si el rendimiento es del 92,30%? El tolueno, C 6 H 5 CH 3 , se oxida con el aire en condiciones cuidadosamente controladas hasta convertirse en ácido benzoico, C 6 H 5 CO 2 H, que se utiliza para preparar el conservante alimentario benzoato sódico, C 6 H 5 CO 2 Na. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de una reacción que convierte 1.000 kg de tolueno en 1,21 kg de ácido benzoico? 2 C 6 H 5 CH 3 + 3 O 2 ⟶ 2 C 6 H 5 CO 2 H + 2 H 2 O porcentaje de rendimiento = 91,3 % En un experimento de laboratorio, la reacción de 3,0 mol de H 2 con 2,0 mol de I 2 produjo 1,0 mol de HI. Determine el rendimiento teórico en gramos y el porcentaje de rendimiento para esta reacción. Esboce los pasos necesarios para resolver el siguiente problema, y luego haga los cálculos. El éter, (C 2 H 5 ) 2 O, que se utilizaba originalmente como anestésico pero que ha sido sustituido por medicamentos más seguros y eficaces, se prepara mediante la reacción del etanol con el ácido sulfúrico. 2C 2 H 5 OH + H 2 SO 4 ⟶ (C 2 H 5 ) 2 O + H 2 SO 4 ·H 2 O ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de éter si se aíslan 1,17 L (d = 0,7134 g/mL) de la reacción de 1,500 L de C 2 H 5 OH (d = 0,7894 g/mL)? Convierta la masa de etanol en moles de etanol; relacione los moles de etanol con los moles de éter producidos utilizando la estequiometría de la ecuación balanceada. Convierta los moles de éter en gramos; divida los gramos reales de éter (determinados mediante la densidad) por la masa teórica para determinar el porcentaje de rendimiento; 87,6% Resuma los pasos necesarios para determinar el reactivo limitante cuando se queman 30,0 g de propano, C 3 H 8 , con 75,0 g de oxígeno. Determine el reactivo limitante. Resuma los pasos necesarios para determinar el reactivo limitante cuando 0,50 mol de Cr y 0,75 mol de H 3 PO 4 reaccionan según la siguiente ecuación química. 2 Cr + 2 H 3 PO 4 ⟶ 2 CrPO 4 + 3 H 2 Determine el reactivo limitante. La conversión necesaria es mol de Cr ⟶ mol H 3 PO 4 . A continuación, compare la cantidad de Cr con la cantidad de ácido presente. El Cr es el reactivo limitante. ¿Cuál es el reactivo limitante cuando 1,50 g de litio y 1,50 g de nitrógeno se combinan para formar nitruro de litio, un componente de las baterías avanzadas, según la siguiente ecuación desbalanceada? Li + N 2 ⟶ Li 3 N El uranio puede aislarse de sus minerales disolviéndolo como UO 2 (NO 3 ) 2 y separándolo después como UO 2 (C 2 O 4 )-3H 2 O sólido. La adición de 0,4031 g de oxalato de sodio, Na 2 C 2 O 4 , a una solución que contiene 1,481 g de nitrato de uranilo, UO 2 (NO 3 ) 2 , produce 1,073 g de UO 2 (C 2 O 4 ) 3H 2 O sólido. Na 2 C 2 O 4 + UO 2 (NO 3 ) 2 + 3H 2 O ⟶ UO 2 (C 2 O 4 )·3H 2 O + 2NaNO 3 Determine el reactivo limitante y el porcentaje de rendimiento de esta reacción. El Na 2 C 2 O 4 es el reactivo limitante. Porcentaje de rendimiento = 86,56% ¿Cuántas moléculas de C 2 H 4 Cl 2 se pueden preparar a partir de 15 moléculas de C 2 H 4 y 8 moléculas de Cl 2 ? ¿Cuántas moléculas del edulcorante sacarina se pueden preparar a partir de 30 átomos de C, 25 átomos de H, 12 átomos de O, 8 átomos de S y 14 átomos de N? Solo se pueden fabricar cuatro moléculas. El pentóxido de fósforo utilizado para producir ácido fosfórico para los refrescos de cola se prepara quemando fósforo en oxígeno. (a) ¿Cuál es el reactivo limitante cuando 0,200 mol de P 4 y 0,200 mol de O 2 reaccionan según P 4 + 5 O 2 ⟶ P 4 O 10 (b) Calcule el porcentaje de rendimiento si se aíslan 10,0 g de P 4 O 10 de la reacción. ¿Aceptaría usted comprar 1 billón (1 000 000 000 000) de átomos de oro por 5 dólares? Explique por qué sí o por qué no. Encuentre el precio actual del oro en http://money.cnn.com/data/commodities/ ( 1 onza troy = 31,1 g ) Esta cantidad no puede ser ponderada por los saldos ordinarios y carece de valor. rendimiento real cantidad de producto formado en una reacción exceso de reactivo reactivo presente en una cantidad superior a la requerida por la estequiometría de la reacción reactivo limitante reactivo presente en una cantidad inferior a la requerida por la estequiometría de la reacción, limitando así la cantidad de producto generado porcentaje de rendimiento medida de la eficacia de una reacción, expresada en porcentaje del rendimiento teórico rendimiento teórico cantidad de producto que puede obtenerse a partir de una cantidad determinada de reactivo(s) según la estequiometría de la reacción

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