OXIDO-REDUCCION (REDOX)

Ejercicios 

TEMA I : INTRODUCCIÓN A LAS REACCIONES REDOX

Dada la siguiente reacción redox determina: 

a) los estados de oxidación (Edo) de reactantes y productos 

b) Las semirreacciones de oxidación y reducción 

Desarrollo: 

Para poder calcular los estados de oxidación debemos considerar: 

1- El hidrogeno al lado izquierdo tiene estado +1 (Ejemplo: HCl) 

2- El oxígeno su estado más común en óxidos es -2 (Ejemplo: SO4) 

3- El estado de oxidación del Grupo IA es + 1 (Ejemplo KCl ), IIA es +2 (MgCl2) y IIIA es +3  (AlCl3) 

4- Los halógenos al lado derecho siempre tienen carga -1 (HF) 

5- La sumatoria de las cargas de una molécula es 0 

6- Las especies Homonucleares tiene carga 0 ( N2) o en estado gaseoso 

Ahora tomando en cuenta 

El Ag está solo , siguiendo la regla "5" La sumatoria de la molécula debe ser 0 tiene EDO = 0  

Para conocer el EDO del Sulfato de cobre (II) , debemos saber nomenclatura inorgánica o simplemente que el Sulfato (SO4) se disocia con Carga -2 ¡SIEMPRE¡

Entonces como la sumatoria debe ser 0 , el cobre actúa como +2  

Ahora evaluamos los productos nos encontramos otra vez con el Sulfato (SO4) que ya sabemos y no se puede olvidar carga total -2  , por lo tanto la plata debe tener +2 

No!!!!!!!!!!!!!!!! , hay 2 Ag por lo tanto se distribuye y el Edo de la plata es +1 ( Único Edo del Ag) 

Ahora calculamos la del Cu (Cobre) recordando la regla "5" sumatoria = 0 por lo tanto el cobre pasa a Edo = 0 

Por lo tanto ordenamos las semireacciones 

Ahora balanceamos electrones para que los reactantes y productos sean iguales en carga eléctrica 

Una Semirreacción de oxidación (SRO) es una "PÉRDIDA" de electrones , es decir, se encuentran en los productos  y una Semirreacción de reducción (SRR) es una "Ganancia" de electrones , es decir, se encuentran en los reactantes. 

Por lo tanto 

 SRO es la Plata y la SRR es el Cobre 

Tarea calcula los EDO de las siguientes especies 

Equilibrio Químico

   

Equilibrio Químico 

1- En un reactor de 5 litros se introduce cloruro de Fósforo a una temperatura 350°C , dada la siguiente reacción: 

una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 2 moles de Cloruro de fósforo (V) , 1 mol de Cloruro de fósforo (III) y 1 mol de Cloro 

a) Concentraciones de cada especie en el equilibrio 

b) Calcular KC 

c) Calcular KP  

Desarrollo: 

Para poder desarrollar este ejercicio debemos considerar la siguiente formula 

el [C] los "corchetes" indican concentración , pero esta concentración debe ser MOLAR 

Por lo tanto: 

El ejercicio nos dice los moles obtenidos después del equilibrio por lo tanto solo debemos pasar esos "Moles" a "Molaridad" 

Molaridad = Moles / litros de solución 

[ PCl5 ] = 2 moles / 5 litros = 0,4 M 

[ PCl3 ] = 1 mol    / 5 litros = 0,2 M

[ Cl2   ] = 1 mol    / 5 litros = 0,2 M 

a) Las concentraciones de arriba , son las de cada especie en el Equilibrio. 

Ahora para poder calcular Kc solo debemos evaluar la fórmula, ya que no hay coeficientes estequiométricos solo reemplazamos: 

NOTA: siempre se debe indicar el estado de agregación (Sólido,líquido o gas) , para plantear la Constante de Equilibrio solo se consideran las ESPECIES GASEOSAS O ACUOSAS 

Ya planteada Evaluamos las Molaridades 

b) La constante de Equilibrio es 0,1 ,es decir,  Kc = 0,1 

Para calcular Kp utilizaremos la siguiente fórmula: 

Donde T: temperatura (Kelvin) y Δn : Diferencia de moles (Sólo especies gas o acuosas) 

Este delta se calcula con los coeficientes estequiométricos Δn =  nProductos - nReactantes  

Δn = 2 mol - 1 mol 

Δn = 1 

La temperatura de °C + 273 = 623 K 

Evaluamos: 

Kp = 0,1 ( 0,082 x 623 ) 

Kp = 5,1086 

Otro camino es pasar los moles en Equilibrio a presiones parciales , utilizando la "LEY DE LOS GASES IDEALES" 

P x V = R x n x T 

P = R x n x T / V 

Cloro (Cl2) 

P = 0,082 x 1 x 623 / 5 

P = 10,21 atm 

Cloruro de Fósforo (III) (PCl3) 

P = 0,082 x 1 x 623 / 5 

P = 10,21 atm 

Cloruro de Fósforo (V) (PCl5) 

P = 0,082 x 2 x 623 / 5 

P = 20,43 atm 

Entonces ahora planteamos Kp con la siguiente fórmula: 

Entonces Planteamos Kp: 

Ahora solo evaluamos con Presiones parciales 

c) Como podemos corroborar la Kp es = 5,102 

NOTA: Como pudimos ver cualquiera de los dos caminos es válido 

2- Dado el siguiente equilibrio a 699°C en un recipiente de 1 litro se tiene una constante de Equilibrio Kc = 55,3

a) Calcular la masa en gramos de HI en el equilibrio 

Desarrollo: 

Lo primero que debemos construir es una pequeña tabla 

Observaciones: 

1. Lo primero es colocar los moles iniciales de cada reactantes , por supuesto al inicio no hay productos por lo tanto hay 0 

2. Para anotar los moles que reaccionan se considera una cierta cantidad llamada "X" (No debe ser toda) , Pero en este caso el Ácido yodhídrico esta en una relación (1:2) por lo tanto reaccionan "2X"

3. Para conocer los moles en Equilibrio a los moles iniciales se le resta esa cierta cantidad "X" que reacciona. 

Ya obtenidas estas observaciones planteamos la constante Kc 

Pero tenemos Kc , por lo tanto debemos despejar "x" (Nota: el 2 elevado en los productos es por el coeficiente estequiometrico del HI) 

Al despejar X nos va a dar una ecuaciones de segundo grado , semejante a esta: 

Al resolverla nos dará una x1 y x2 

x = 1,37 

x = 0,778 

Siempre se toma la x de menor cantidad (Nota: si una diera positiva y la otra negativa se toma la positiva) 

Ya obtenidos estos datos solo reemplazamos los moles en equilibrio en las x 

H2 = 1mol - x = 1 mol - 0,778 mol = 0,222 moles 

I2   = 1 mol - x = 1 mol - 0,778 mol = 0,222 moles 

HI =  2x = 2 x 0,778 moles = 1,556 moles 

Ahora como solo nos piden los gramos debemos calcular la MM HI = 127,9 Uma 

Por lo tanto la masa en Equilibrio de HI es: 

1,556 mol x 127,9 grs/ mol 

= 200,29 gramos de HI 

3- En un recipiente de 1 litro se introducen 0,0724 moles de de N2O4 (g) y se alcanza una temperatura de 35°C. Parte del N2O4 se disocia en NO2 (g). Cuando se alcanza el equilibrio la presión total del sistema es de 2,1718 atm.

a) Calcula grado de disociación del N2O4
b) La presión parcial del NO2

Desarrollo: 

Realizamos la tabla

Pero no tenemos Kc ni Kp , pero nos dan la Presión total una vez alcanzado el equilibrio entonces pasamos esa Presión a moles con "Ley de gases ideales" 

Resolviendo nos da 0,0859 moles totales 

Ahora sacamos los "Moles que reaccionan" por lo tanto igualamos 

0,0724 moles - x + 2x = 0,0859 

x = 0,0859 - 0,0724 

x = 0,0135 moles  que reaccionan 

Con esto podemos sacar el % de disociación, utilizando la siguiente formula 

Evaluamos: 

El grado de disociación del N2O4 es 18,64% 

Para sacar la presión parcial del NO2 debemos recordar la formula: 

Sacamos la fracción molar, recordamos que reaccionan 0,0135 moles pero tenemos el doble por lo tanto reaccionan 0,027 moles (2x) 

0,027 moles NO2 / 0,0859 moles totales 

= 0,314 NO2 

Evaluamos: 

Pparcial = Ptotal x fracción molar 

0,314 x 2,1718 

= 0,682 atm de NO2 

Configuracion electronica y propiedades periodicas

Eje: Teoría atómica 

1-Para poder realizar unas configuraciones electrónicas correctas, se debe considerar que se llena de manera diagonal y la siguiente tabla : 

Ejercicio 1 : 

Lo mas importante es la ultima capa llamada "Capa de Valencia" 

Ahora debemos sumar los electrones, que dan 6 electrones 

¿Para que nos sirve esto? 

El número de electrones de la ultima capa nos indica el GRUPO en la tabla periódica, en este caso el Grupo es VI 

¿Es del Grupo IA O IB ? 

Para eso revisamos nuestra  tabla que indica que si en la capa de valencia hay solo s y p pertenece a los representativos por lo tanto nuestro elemento es del grupo VIA (Si tuviera un orbital d o f seria B).

¿En que periodo se encuentra el elemento? 

Para eso nos fijamos en el numero de la ultima capa. Como es un 2 nuestro elemento es del periodo 2 de la tabla periódica 

 Ejercicio 2: 

En este tipo de configuración electronica IÓNICA se debe tener en cuenta: 

1- Si el elemento es un cation (Carga positiva) , se le debe restar la carga 

2- Si el elemento es un anión (Carga negativa) , se le debe sumar la carga 

Tarea: ¿A que grupo y periodo pertenece? 

Ejercicio 3: 

Esta en una configuración electronica del tipo "Excepción", cuando los elementos tiene un numero atomico (Z) mas grande , se debe considerar : 

1- Es mas estable tener orbitales D completos por lo tanto los s ceden sus electrones a los D 

Esta debería ser la configuración electronica del Catión  Cobre pero NO ES CORRECTA , tenemos que tener en consideracion lo anterior , POR LO TANTO 

Esta si esta correcta , ya que el orbital D adquiera mayor estabilidad porque el orbital S le cede los 2 electrones. 

Propiedades Periódicas

El elemento que tiene mayor Radio Atómico es el Francio 

La electronegatividad es la medida de la capacidad de un átomo para atraer a los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.

El elemento que tiene mayor electronegatividad es el Flúor 

El radio atómico está definido como la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes.

La Electroafinidad es Capacidad de un átomo para captar electrones y transformarse en un ion.

Otra característica es el Radio Ionico que relaciona el tamaño 

Mayor tamaño son los aniones 

mediano tamaño es neutro 

Menor tamaño son los cationes 

Rendimiento de una Reacción

Estequiometria y soluciones

1- Dada la siguiente reacción de síntesis de Cloruro de amonio 

Si reaccionan 68 gramos de Amoniaco (NH3) y se obtienen 102 gramos de Cloruro de amonio ¿Cual es el rendimiento de la reacción? 

Desarrollo: 

Para poder calcular el rendimiento debemos utilizar la siguiente formula 

Debemos darnos cuenta que el rendimiento real se nos da, ya que se obtienen "REAL" 102 gramos de Cloruro de amonio. 

Ahora debemos calcular el teórico, para eso utilizaremos los 68 gramos de amoniaco (No hay reactivo limitante) , Calculamos el Peso atomico ( N x 14 + H x 3 = 17 gramos) , luego hacer relaciones estequiometricas (1:1) para calcular los gramos de NH4Cl 

Se obtienen "TEORICAMENTE" 214 gramos de NH4Cl 

Ahora Evaluamos: 

EL RENDIMIENTO DE LA REACCIÓN ES 47,6 % 

Si reaccionan 25 gramos de Carbonato de sodio (NaCO3)  y 70 gramos de Ácido Clorhídrico (HCl) .¿Cuantos moles de Sal se formaran? . Considerar un rendimiento(R) = 90% 

Desarrollo: 

Lo primero que debemos hacer es balancear la ecuación: 

Luego debemos darnos cuenta que nos dan los gramos de los 2 reactivos , por lo tanto debemos calcular el reactivo limitante (SIEMPRE) 

Calculamos los moles de las 2 especies , entonces 

MM Na2CO3 = 106 uma 

MM HCl = 36,5 uma 

Entonces queda:  

25 gramos NaCO3 / 106 gramos/ mol =  0,235 moles de NaCO3 

70 gramos HCl / 36,5 gramos/ mol  =  1,91 moles de HCl 

Reaccionan 0,47 moles de HCl ¿Los tenemos? Si , por lo tanto el HCl es el reactivo exceso 

Reaccionan 0,955 moles de Na2CO3 ¿Los tenemos? No, por lo tanto el Na2CO3 es el reactivo limitante 

Ahora con el limitante calculamos los moles de Sal formados 

Se forman "Teóricamente" 0,47 moles de NaCl , pero nosotros necesitamos los reales 

Pero el encabezado de la reacción dice que tiene un rendimiento del 90%, por lo tanto: 

Por lo tanto los moles formados son 0,423 moles de NaCl 

Teoría de Lewis

Estructura de Lewis 

Nota: se agregaran contenidos (trabajando para usted) 

Para poder comprender debemos tener un cierto conocimiento: 

El Hidrógeno y Halogenos (Grupo VII) forman solo enlaces simples 

El Oxigeno solo se puede unir con 2 enlaces simples o 1 doble

El Nitrógeno solo se puede unir con 3 enlaces simples , 1 doble y 1 simple o un triple enlace

Regla del Dueto y Octeto

El hidrogeno sigue la regla del dueto, es decir, 2 electrones en total.
Los demás elementos cumplen el octeto de tener 8 electrones en total. 

1. Dibuje la estructura de lewis del Amoniaco (NH3) 

Desarrollo: 

Lo primero que tenemos que hacer es ubicar a cada elemento con su grupo en la tabla periódica: 

El nitrógeno es del grupo V ,es decir,  tiene 5 electrones para compartir 

El hidrogeno es del grupo I ,es decir, tiene 1 electrón para compartir 

Ahora sumamos 

N = 3e x 1 (Solo hay un átomo de nitrógeno) = 3e 

H = 1e x 3 (Hay 3 átomos de hidrogeno) = 3e 

Nuestra molécula debe tener 6 electrones. 

Siempre el elemento de la izquierda es el central y como sabemos que solo aguanta hasta 3 enlaces y el hidrogeno 1  

Si sumamos los electrones suma 6 electrones, por lo tanto nuestra estructura lewis esta correcta y se cumple el octeto para el Nitrógeno y el dueto para el Hidrógeno

2. Dibuja la estructura de lewis del Agua (H2O)

Como lo hicimos en el ejercicio anterior debemos calcular el numero de electrones de la molécula y eso lo hacemos con el grupo de cada elemento.

H = Grupo I , tiene 1e , pero tenemos dos átomos así que tenemos 2e
O = Grupo VI , tiene 6e

La molécula tiene 8 electrones , debemos recordar que el hidrogeno solo se puede enlazar una vez y el oxigeno aguanta hasta 2 enlaces . Dibujamos

Ahora debemos sumar si nuestra molécula tiene 6 electrones y claramente si,también comprobamos el octeto para el oxigeno y el dueto para el hidrogeno.

Estructura de Lewis en Aniones y cationes 

1- Dibuja la estructura de lewis del Ion Carbonato 

Desarrollo: 

Debemos contar el total de electrones de la molécula, eso lo hacemos identificando el grupo de cada elemento. 

Carbono (C) = grupo IV , tiene 4 electrones x 1 Carbono 

Oxigeno (O) = grupo VI , tiene 6 electrones x 3 Oxígenos 

pero a esto debemos sumarle 2 electrones por la carga de la molécula, hay un total  24 electrones 

Nota: Si la molécula hubiera sido un cation (Carga positiva) se le resta la carga 

Antes de dibujar la molécula debemos recordar que el carbono aguanta hasta 4 enlaces y e oxigeno 2 enlaces , ahora procedemos a dibujar 

Cada vez que tengamos un cation o anión debe encerrarse con la carga afuera , esa es una correcta estructura de lewis.


Guía de ejercicios: https://www.dropbox.com/sh/gapr77ox1f30jy5/AAD-Zre1wLJiHAFR3hX9WjYYa?dl=0

Termoquimica

Ejercicios Resueltos 

1-  Dada la siguiente reacción de Combustión : 

2 NO (g) + O2 (g) --------------->  2 NO2 (g) 

Conociendo los calores de formación: 

 ΔH°f NO = -21,6 Kcal/mol 

 ΔH°f NO2 = -8,03 Kcal/mol 

Indicar 

a) entalpía de Reacción. 

b) Señala que tipo de reacción.

Desarrollo 

Para resolver este ejercicio debemos tener en cuenta la siguiente fórmula 

                                              ΔH°r = Σ ΔH Productos - Σ ΔH Reactantes 

Los calores de formación consideran 1 mol , si hay un coeficiente estequiometrico adelante debes multiplicar ese por la entalpía de formación  (en un proceso de combustión no se considera el Oxigeno) 

                                          ΔH°r =  2 x -8,03 kcal/mol  - (  2 x -21,6 kcal/mol )

ΔH = -16,06 kcal/mol + 43.2 kcal/mol 

ΔH = +27.14 kcal/mol 

a) La entalpía de reacción es +27.14 Kcal/mol 

b) La reacción es de tipo endotérmica, es decir, absorbe calor. 

2- Dada la siguiente reacción: 

B (g) + C (g) ---------------> BC (g)  

Datos:

ΔH = -24 KJ/mol 

ΔS = -0,16 KJ/K 

Calcular 

a) La energía Libre de Gibs (ΔG) a 25°C  

b) Si la reacción es espontanea o no 

c) Temperatura para que la reacción sea espontanea 

Desarrollo: 

Lo primero que debemos hacer es convertir los grados celcius a kelvin. 

 273 K + 25° C = 298 K 

Ahora utilizamos la siguiente formula: 

ΔG = ΔH - T x ΔS                   T= temperatura

Aplicamos: 

ΔG= -24 KJ/mol - 298 K x - 0,16 KJ/mol

ΔG= -24  + 47,68 

a) ΔG= +23,68 KJ 

b) La reacción no es espontánea ( ΔG > 0) 

NOTA: 
ΔG > 0 NO ESPONTÁNEA 
ΔG = 0 Está en Equilibrio 

ΔG < 0 Espontánea 

Para calcular la temperatura el  ΔG=0 (Equilibrio) , ahora igualamos la ecuación a 0 

 ΔH - T x ΔS = 0 

ΔH = T x ΔS

T = ΔH / ΔS

T = -24 KJ/mol / - 0,16 KJ/K 

  C) T= 150 K 

3- A partir de la siguiente ecuación termodinámica 

CaCO3 (s)  ---------->  CaO (g) + CO2 (g)    ΔH = +181,6 KJ/mol 

a) Calcular el calor necesario para descomponer 50 grs de CaCO3 

b) En esta reacción. ¿Aumenta o disminuye la Entropía?  

PA: Ca 40 - C 12 - O 16 uma 

Desarrollo: 

Lo primero que debemos hacer es convertir los 50 grs de CaCO3 a moles 

n = 50 grs / 100 grs/mol 

= 2 moles de CaCO3 

Ahora Calculamos el calor de la siguiente manera 

1 mol de CaCO3 =  181.6 KJ/mol 

     2 mol de CaCO3               x                

= 363,2 KJ 

b) Esta pregunta es conceptual, es decir, debemos conocer que es la entropía 

Entropía es la segunda ley termodinámica que indica que: "El universo tiende al desorden", como sabemos en el estado solido de la materia las partículas se encuentran muy juntas, en el liquido un poco mas separados y en gaseoso separadas 

En este caso el Carbonato de calcio de estado SÓLIDO se convierte a oxido de calcio GASEOSO y anhídrido carbónico (CO2) GASEOSO

Entonces como pasa de SOLIDO A GASEOSO 

R: AUMENTA LA ENTROPÍA EN LA REACCIÓN 

REACCIONES 

Cuando la ΔH es 

(+) La reacción es endotermica   

(-) La reacción es exotermica 

A + B ------------------->  AB + Q Energía)

Cuando va calor, energía o una C en los productos la reacción es exergónica 

(Energia) Q + A + B ----------------> AB

Cuando va calor, energía o una C en los reactantes la reacción es Endergónica 

LEY DE HESS 

4- Calcular ΔH° de reacción: 

C (s) + CO2 (g)  ------------> 2 CO (g) 

Sabiendo que: 

 CO (g) + 1/2 O2 (g) ----------> CO2 (g)     ΔH°= -283,0 KJ

 C (s) + O2 (g) ----------> CO2 (g)              ΔH°= -393,5 KJ 

Desarrollo: 

El objetivo de este ejercicio es lograr calcular ΔH° 

Hay que tener en consideracion que cada vez que se de vuelta la ecuación se debe cambiar el signo de la entalpia y si multiplicas o divides por un numero debes cambiar la entalpia. 

En las 2 ecuaciones hay oxigeno , pero en nuestra original no entonces debemos encontrar la manera de eliminarlas 

 CO2  ----------> 1/2 O2 + CO              ΔH° = 283,0 KJ 

C + O2 --------> CO2                           ΔH° = -393,5 KJ 

Como tenemos 1/2 de O2 y abajo 1 O2 , Multiplicamos por 2 la primera ecuación

2 x /  CO2 ---------> 1/2 O2 + CO 

Evaluando seria 

2CO2 -------------> O2 + 2CO  ΔH°= 566 KJ 

C + O2 ------------------> CO2      ΔH°= -393,5 KJ

Ahora eliminamos los oxígenos 

2CO2 -------------> O2 + 2CO  ΔH°= 566 KJ 

C + O2 ------------------> CO2      ΔH°= -393,5 KJ

Ahora simplificamos 

2 CO2 ---------> 2 CO
C -------------> CO2 

Entonces nuestra ecuación queda como la original 

CO2 (g) + C (s) ----------- 2 CO (g) 

Como ultimo paso debemos calcular la Entalpia 

  566 KJ - 393,5 KJ = + 172,5 KJ (Endotermica) 

5- Tenemos que calentar una barra de aluminio de 6000 gramos desde una temperatura de 25°C hasta alcanzar una temperatura de 50°C, si esta barra tiene una capacidad calorica especifica de 895 J/Kelvin x Kg 

a) Calcular el calor 

Desarrollo: 

Para calcular el calor debemos recordar la siguiente formula 

Q = m  x  c  x  ΔT

Donde: 

Q: Calor (Julios)

m: Masa (Kilogramos) 

c: capacidad calorica especifica (Julios/Kelvin x Kg) 

ΔT: Diferencia de temperatura ( T final - T inicial ) 

Debemos transformar los 6000 gramos a Kilogramos 

1 Kg = 1000 gramos 

             x       6000 gramos          

        

Son 6 kilogramos , ahora debemos calcular ΔT (Pero esta debe estar en Kelvin) 

25° C + 273 K = 298 K Inicial 

50° C + 273 K = 323 K Final 

ΔT = 323 - 298 = 25 K 

Ahora solo evaluamos: 

Q = 6 Kg x (895 J/ K x Kg)  x  25 K 

Q = + 134250 Julios