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UNIDAD 5
CONTENIDOS
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
Nomenclatura de las combinaciones químicas. Óxidos. Óxidos neutros. Halogenuros.
Hidróxidos. Ácidos. Sales.
ESTEQUIOMETRIA. REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION.
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
La materia está formada por partículas que podrán ser, dependiendo de la estructura
interna de la sustancia, átomos, moléculas o iones. En una transformación química
las especies que intervienen modifican su estructura (visto en la Unidad 1).
Las transformaciones que experimentan las sustancias se representan por medio de
ecuaciones químicas y en ellas están contemplados los estados iniciales de las
sustancias y los estados finales, productos de la transformación en dos términos
separados por una flecha.
Las sustancias químicas que van a ser transformadas constituyen el estado inicial del
sistema y se denominan reactantes o reactivos.
Las sustancias formadas se llaman productos de la transformación y son el estado
final del sistema.
A
+
B
C
REACTANTES
+
D
PRODUCTOS
sentido de
la reacción
En toda transformación química los átomos no pierden su identidad, en cambio se
forman nuevas sustancias. En las reacciones químicas se producen también
fenómenos energéticos que pueden ser desprendimiento de calor, absorción de calor,
luz, etc.
Cuando se describe una transformación química, se especifican la fórmula molecular
de las sustancias y el estado de agregación (sólido, líquido, gaseoso). Las condiciones
de la reacción tales como: presión, temperatura, tiempo, solvente, si requieren de
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sustancias orgánicas (enzimas: componentes biológicos) o inorgánicas (catalizadores
como platino, magnesio, etc.) que actúan acelerando la reacción, se colocan sobre la
flecha que indica el sentido de la reacción.

2 HgO(s)
2 Hg(l) + O2(g)
(s: sólido; l: líquido; g: gaseoso; ac: acuoso; : calor).
Toda ecuación química debe cumplir ciertas condiciones:
1. Debe ser estequiométrica, es decir, que cumpla con la ley de la conservación de
la masa. Es decir, el número de átomos de cada elemento será el mismo en los dos
miembros de la reacción. Para esto se utilizan números que se colocan delante de la
fórmula molecular del compuesto denominados coeficientes estequiométricos
2. Debe representar una reacción real, es decir, que pueda cumplirse efectivamente en
condiciones experimentales.
3. Las ecuaciones se escriben utilizando siempre fórmulas moleculares.
EQUILIBRIO O BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS
Una ecuación química es un ejemplo de conservación de la masa, ya que expresa el
hecho de que en una reacción química, el número de átomos de cada elemento es
constante y se conserva. Este es el principio que se utiliza para equilibrar o balancear
la ecuación.
Para los químicos el término “balancear” una ecuación química implica buscar números
o coeficientes que, multiplicando a la fórmula química, equilibran o igualan la masa del
sistema en el estado inicial y final del mismo. Estos números se denominan
“coeficientes estequiométricos”.
En la práctica una ecuación química balanceada contiene los coeficientes delante de
las fórmulas químicas de los reactivos y productos tal que el número de átomos (masa)
en ambos estados sea el mismo.
Analicemos un ejemplo:
Na
+
H2O
NaOH
+
H2
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Si observamos en los reactivos, tenemos un átomo de sodio, dos átomos de hidrógeno
y un átomo de oxígeno; y en los productos, hay un átomo de sodio, un átomo de
oxígeno y tres átomos de hidrógeno. Como sabemos que la materia no se crea ni
destruye, esto implica que hay un desbalance de masas en el sistema, ya que hay mas
hidrógeno al final de la reacción.
Balanceando la ecuación:
2
Na
+
2
H2O
2 NaOH
+ 1
H2
coeficientes que equilibran la masa del sistema
IMPORTANTE: los subíndices de una fórmula química no pueden ser cambiados para
lograr el balance de masa. Si esto se hace conduce a un cambio en la identidad de la
sustancia representada. Sólo se modifican los coeficientes (números) colocados
delante de la fórmula química del compuesto.
Por lo tanto la función de la ecuación química es describir el proceso cualitativa y
cuantitativamente, de modo tal que al mismo tiempo resulte preciso y breve. Los
coeficientes estequiométricos que balancean la ecuación química expresan el aspecto
cuantitativo de la reacción.
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FORMACIÓN DE COMPUESTOS INORGÁNICOS. NOMENCLATURA
Una manera de poder clasificar a los compuestos inorgánicos, para facilitar el estudio
de su estructura molecular y nomenclatura, es teniendo en cuenta el número de
elementos diferentes que lo forman. De acuerdo a ello, podemos considerar:
I- COMPUESTOS BINARIOS.
Son aquellos que están formados por dos elementos químicos diferentes. Dentro de
este grupo consideraremos a: los óxidos básicos y ácidos, los hidrácidos y las sales
haloideas (halogenuros).
a- óxidos básicos y ácidos
El oxígeno forma compuestos binarios con todos los elementos químicos a excepción
de algunos gases inertes, originando óxidos, peróxidos y superóxidos. En la mayoría de
los compuestos, el oxígeno, por ser muy electronegativo (grupo VIA), gana dos
electrones y, por lo tanto, actúa con estado de oxidación de -2 dando lugar a los óxidos
(Aclaramos que, para formar peróxidos puede actuar con número de oxidación -1/2 y
en superóxidos –1, pero que no son el objetivo de este curso)
Los óxidos se clasifican en función de sus propiedades ácido - base. Si se disuelven en
+
agua liberando iones H , se llaman óxidos ácidos. Si reaccionan con el agua
-
produciendo iones OH se denominan óxidos básicos.
 óxidos básicos:
Surgen de la combinación del oxígeno con un metal. El carácter básico de los óxidos
de elementos metálicos es mayor para aquellos que ocupan la región inferior izquierda
de la Tabla, mientras que los óxidos ácidos se forman con los elementos no metálicos
de la zona superior derecha de la Tabla. Entre estos dos grupos extremos están los
óxidos anfóteros, formados con los elementos situados en el centro de la Tabla.
Los óxidos básicos de metales alcalinos son sólidos, forman una red cristalina; son
óxidos iónicos, al igual que los de metales alcalino-térreos y algunos elementos de
transición de carácter metálico.
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Formación de un oxido básico:
Metal + oxígeno
Na
+
O2

óxido básico

Na2O
Para ajustar correctamente la ecuación arriba indicada deben formarse 2 moléculas del
producto, ya que cada una de ellas posee un átomo de oxígeno y lo que reacciona
inicialmente es una molécula biatómica de oxígeno.
Na
+
O2

2 Na2O
Ahora resta balancear la cantidad de átomos de sodio ya que, como puede observarse
luego de ajustar la cantidad de átomos de oxígeno, quedan 4 átomos de Na como
producto de reacción. La reacción final es:
4 Na
+
O2

2 Na2O
Para obtener la fórmula molecular de óxidos con elementos cuya valencia difiera de la
del oxígeno, se puede aplicar la siguiente regla: se coloca el símbolo del metal seguido
por el del oxígeno y el subíndice del oxígeno es igual a la valencia del metal que se
combina con él y el subíndice de este elemento es igual a la valencia del oxígeno (2).
Por ejemplo: Al2O3, K2O. En el caso que se pueda, se deberán simplificar todos los
subíndices, como por ejemplo CaO
Valencias de los metales utilizados usualmente
Metal
Valencia
Na, K, Li, Ag
1
Ca, Mg, Ba
2
Cu, Hg
1y2
Fe, Ni, Co
2y3
Al
3
Pb, Sn
2y4
Nomenclatura para óxidos básicos
Para nombrar un óxido básico se antepone la palabra óxido al nombre del metal,
cuando este posee sólo una valencia (óxido de sodio, óxido de calcio y óxido de
aluminio respectivamente) En los metales que pueden actuar con dos valencias
distintas, el compuesto en el cual el metal actúa con su menor valencia se designa
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agregando el sufijo oso, mientras que el compuesto en el cual el metal actúa con su
valencia mayor, se designa adicionando el sufijo ico. Ej.: óxido cuproso (Cu2O, cobre
monovalente), óxido cúprico (CuO, cobre bivalente); óxido ferroso (FeO, hierro
bivalente), óxido férrico (Fe2O3, hierro trivalente).
La nomenclatura IUPAC* de los óxidos básicos es la siguiente:
Na2O óxido de sodio.
K2O óxido de potasio.
CaO óxido de calcio.
FeO óxido de hierro (II).
Fe2O3óxido de hierro (III)
*(IUPAC: Unión Internacional de Química Pura y Aplicada)
Es decir se coloca la palabra óxido seguida del nombre del metal, y cuando este posee
más de una valencia se la coloca entre paréntesis con números romanos.

óxidos ácidos:
Los óxidos ácidos surgen de la combinación de un no metal con el oxígeno. En su
mayoría, forman moléculas con enlaces covalentes. También se suelen llamar
anhídridos.
No metal +
N2
+
oxígeno 
O2
óxido ácido o anhídrido.

N2O3
Como la molécula de O posee dos átomos, y una molécula del anhídrido formado
contiene tres átomos de oxígeno, para balancear se requieren dos moléculas de
nitrógeno y tres de oxígeno:
2 N2
+
3 O2

2N2O3
Observe que para obtener la fórmula molecular de los óxidos ácidos se utiliza la misma
metodología comentada en la formación de los óxidos básicos.
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Valencias de los no metales utilizados usualmente
No metal
Valencia
H, F
1
Cl, Br, I
1,3,5 y 7
S
4 y 6 (con 2 forma óxidos neutros)
N, P, As
3 y 5 (el N posee también valencias 1,2, 4, 5 y 7)
C, Si
4
Nomenclatura para óxidos ácidos
Para nombrar un anhídrido, aún cuando existe una nueva nomenclatura (que daremos
luego), es conveniente conocer los nombres comunes de estos compuestos, pues
muchos textos siguen usándolos.
Para designar los anhídridos de no metales que poseen dos valencias diferentes, se
utilizan los sufijos oso e ico siguiendo el mismo criterio para los óxidos básicos. En los
halógenos que tienen hasta cuatro valencias distintas (1, 3, 5 y 7), se pueden formar
cuatro anhídridos diferentes. El óxido ácido en el cual el no metal actúa con su menor
valencia (1) se designa anteponiendo el prefijo hipo al nombre del elemento y se le
agrega el sufijo oso: cuando la valencia es 3, sólo se usa el sufijo oso; cuando el no
metal actúa como pentavalente, se agrega el sufijo ico y en el compuesto en el cual la
valencia es la máxima (7), se antepone el prefijo per y se agrega el sufijo ico.
Ejemplos, para el caso de los anhídridos de cloro:
Valencia 1. En el anhídrido hipocloroso, por cada átomo de oxígeno se necesitan
dos átomos de cloro. Como las moléculas de ambos elementos son biatómicas, se
requieren dos moléculas de cloro a fin de tener los cuatro átomos necesarios para
combinarse con los dos átomos que posee la molécula de oxígeno:
2 CI2 + O2 
2 CI2O
Valencia 3. Para igualar la ecuación de formación del anhídrido cloroso debemos
lograr la relación de tres átomos de oxígeno y dos de cloro. Esto se tiene utilizando tres
moléculas de oxígeno y dos moléculas de cloro:
2 CI2 + 3 O2 
2 CI2O3
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Valencia 5. La relación oxígeno/cloro en el anhídrido clórico es de 5 a 2. Por lo
tanto se requieren cinco moléculas de oxígeno y dos de cloro y se forman dos
moléculas de anhídrido clórico:
2CI2 + 5O2 
2CI2O5
Valencia 7. Siguiendo un razonamiento análogo, para el anhídrido perclórico:
2CI2 + 7 O2 
2 CI2O7
La nomenclatura IUPAC de los óxidos ácidos es la siguiente:
CI2O
monóxido de cloro (I).
CI2O3
trióxido de cloro (III).
CI2O5
pentóxido de cloro (V).
CI2O7
heptóxido de cloro (VIl).
SO2
dióxido de azufre (IV).
SO3
trióxido de azufre (VI).
P2O3
trióxido de fósforo (III).
P2O5
trióxido de fósforo (V).
Es decir se coloca un prefijo indicando la cantidad de oxígenos que posee la molécula
seguida del nombre del no metal y la valencia de este entre paréntesis y en números
romanos
b- Óxidos neutros
Son combinaciones del oxígeno con elementos como el carbono, el nitrógeno y otros.
No reaccionan con el agua, de allí su carácter neutro.
Ejemplos:
monóxido de carbono (CO), monóxido de nitrógeno (NO), monóxido de azufre (SO).
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c- Halogenuros

Halogenuros de hidrógeno
Resultan de la combinación del hidrógeno con un halógeno (el estado de oxidación del
halógeno en estos compuestos es –1 por lo tanto la valencia es 1). Son moléculas
gaseosas diatómicas,
Se los denomina también ácidos binarios; su nombre se obtiene añadiendo el sufijo
hídrico al nombre del elemento que se combina con el H.
Fórmula molecular
Nombre
Ion
HF
Fluorhídrico
F
HCl
Clorhídrico
Cl
HBr
Bromhídrico
Br
HI
Iodhídrico
I
-
-
La estabilidad termodinámica de estos halogenuros disminuye a medida que aumenta
el número atómico del halógeno. Poseen baja conductividad eléctrica; en cambio, en
solución acuosa, son buenos conductores. El HF es un ácido débil, mientras que los
otros halogenuros de hidrógeno son ácidos fuertes y están casi totalmente disociados
+
en agua, liberando un protón (H ) y el ión monovalente correspondiente.

Halogenuros metálicos
La mayoría de los elementos metálicos reaccionan con los halógenos para formar
compuestos termodinámicamente muy estables. Si el átomo metálico es relativamente
grande y tiene el estado de oxidación +1 ó +2, el enlace en el halogenuro es iónico, por
ejemplo: CINa.
Mientras que con los elementos metálicos y semimetálicos más pequeños en sus
estados de oxidación más elevados, el enlace posee naturaleza covalente, por ejemplo
BeCI2.
Los halogenuros iónicos son muy estables porque las moléculas de los halógenos
tienen energías de enlace relativamente pequeñas y afinidades electrónicas muy
grandes.
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De acuerdo con la nomenclatura de IUPAC, la fórmula de estos compuestos se escribe
con el metal en primer lugar y se designan con el nombre del halógeno seguido del
sufijo uro más el nombre del metal:
Halogenuro
Nomenclatura IUPAC
Denominación común
CuCl
Cloruro de cobre (I)
Cloruro cuproso
FeCl
Cloruro de hierro (II)
Cloruro ferroso
FeCl3
Cloruro de hierro (III)
Cloruro férrico
II- COMPUESTOS TERNARIOS
Contienen tres elementos; los más importantes son los hidróxidos y los oxiácidos.
a- Hidróxidos
Si se agrega agua a un óxido básico se produce una combinación que da lugar a una
nueva sustancia que recibe el nombre de hidróxido.
Por ejemplo: para formar el hidróxido de sodio, reacciona el óxido correspondiente con
el agua según la siguiente ecuación química:
Na2O + H2O 
2 NaOH
Para el hidróxido de calcio, será:
Ca O + H2O 
Ca(OH)2
-
Observe que todos lo hidróxidos poseen el grupo funcional oxhidrilo o hidroxilo (OH ).
(Se llama grupo funcional a un conjunto de átomos que no tiene saturadas todas sus
valencias con características funcionales específicas). El grupo hidroxilo tiene valencia
uno (y estado de oxidación –1), por lo tanto, un hidróxido tendrá tantos grupos
-
hidroxilos (OH ) como valencias posea el metal.
Cuando un hidróxido se disuelve en agua, se ioniza dejando en libertad el o los grupos
oxhidrilos que lo forman y el metal (como catión) correspondiente.
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Por ejemplo: el hidróxido de sodio en agua se ioniza del siguiente modo:
NaOH

Na
+
+ OH
-
Las soluciones de hidróxidos en agua poseen sabor amargo, conducen la corriente
eléctrica, colorean de azul la tintura de tornasol y al reaccionar con los ácidos forman
sales.
Hidróxido
Nomenclatura IUPAC
Denominación común
NaOH
Hidróxido de sodio
Hidróxido de sodio
Cu(OH)2
Hidróxido de cobre (II)
Hidróxido cúprico
AI(OH)3
Hidróxido de aluminio
Hidróxido de aluminio
CuOH
Hidróxido de cubre (I)
Hidróxido cuproso
Fe(OH)3
Hidróxido de hierro (III)
Hidróxido férrico
b- Oxiácidos o Ácidos
Son compuestos formados por hidrógenos, oxígeno y un no metal, son de sabor agrio,
+
producen corrosión de muchos metales, en solución acuosa liberan iones H , colorean
de rojo la tintura de tornasol, reaccionan con los hidróxidos y forman sales.
Se designan cambiando, en el nombre del óxido del cual derivan, la palabra óxido por
ácido; si es necesario, se anteponen los prefijos hipo o per.
Se obtienen de la combinación de un óxido ácido o anhídrido con el agua. Por ejemplo,
El SO2 (anhídrido sulfuroso) se disuelve en agua rápidamente y origina el ácido
sulfuroso:
SO2 + H2O 
H2
+
SO3
Los ácidos carbónico, sulfúrico, clórico y perclórico derivan de los anhídridos
correspondientes mas agua, como se puede observar en los ejemplos que siguen:
CO2
+
H2O

H2CO3
SO3
+ H2O

H2SO4
CI2O5 +
H2O

2 HCIO3
CI2O7 +
H2O

2 HCIO4
80
En el caso del fósforo el anhídrido fosforoso (P 2O3) puede reaccionar con una, dos o
tres moléculas de agua para formar los ácidos meta-, piro- y ortofosforoso
respectivamente. A su vez, el anhídrido fosfórico, también dará, tres ácidos fosfóricos
diferentes, según que reaccione con una, dos o tres moléculas de agua denominados
ácidos meta, piro y orto fosfórico, respectivamente. Los ácidos orto-fosforoso y orto
fosfórico se los denomina comúnmente ácidos fosforoso y fosfórico y sus fórmulas
moleculares son, respectivamente: H3PO3 y H3PO4
Teniendo en cuenta el número de hidrógenos que pueden ser reemplazados por
metales, los ácidos se clasifican en monovalentes o monopróticos, divalentes o
dipróticos y trivalentes o tripróticos:
El HCI es un ácido monovalente
El H2SO4 es divalente
El H3PO4 es trivalente.
Ionización de los ácidos
+
Todos lo ácidos disueltos en agua se ionizan dando hidrogeniones (H ) y el anión
correspondiente. Para el nombre del anión, se sustituye el sufijo oso por ito, e ico por
ato, para la menor y mayor valencia respectivamente. Cuando el ácido termina en
hídrico el anión se nombra con el sufijo uro.
Oxiácido
anión
HCl
Cl
H2SO4
SO4
HNO3
NO3
HCIO4
CIO4
H3PO4
PO4
-
Nombre del anión
Cloruro
2-
Sulfato
-
Nitrato
-
Perclorato
3-
Fosfato
No todos los ácidos se disocian (ó ionizan) totalmente. Por ejemplo, los ácidos sulfúrico
(H2SO4) y nítrico (HNO3) en solución acuosa liberan prácticamente todos los iones
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hidrógeno (H+) de todas sus moléculas. Por esta capacidad se los denomina ácidos
fuertes.
En cambio, el ácido carbónico (H2CO3) y el fosfórico (H3PO4) liberan parte de sus
+
hidrogeniones (H ), por ello se los denomina ácidos débiles.
Para los oxiácidos, la acidez aumenta con el incremento del número de oxidación del
no metal. Para los oxiácidos del cloro, por ejemplo:
Oxiácido
N° de oxidación del cloro
Nomenclatura común
HCIO
+1
ácido hipocloroso
HCIO2
+3
ácido cloroso
HCIO3
+5
ácido clórico
HCIO4
+7
ácido perclórico
+
El ácido hipocloroso es el menos ácido, libera menor cantidad de hidrogeniones (H )
por mol de ácido que se disuelve en solución), en tanto que el perclórico es el de mayor
acidez (libera mayor cantidad de hidrogeniones (H+) por mol de ácido que se disuelve
en solución).
c- SALES
De la reacción (neutralización) de un ácido con un hidróxido se obtiene agua y un
compuesto denominado sal. Si realizamos la experiencia dejando caer gota a gota
ácido clorhídrico (HCI) en una solución de sodio (NaOH), los cationes hidrógeno (H+)
-
del ácido se combinan con los aniones oxhidrilos (OH ) del hidróxido y producen agua,
-
mientras que los iones Cl (aniones cloruro) y Na
+
(cationes sodio), a su vez se
combinan y originan una sal, el cloruro de sodio:
HCI + NaOH 
H20 + NaCI
En este caso, se admite que la sal formada es una sal neutra, ya que todos los
cationes H
+
-
se combinan con aniones OH , el proceso recibe el nombre de
neutralización. La neutralización puede ser ejemplificada con muchos otros ácidos y
bases.
82
Ej:
HNO3 + NaOH

NaNO3 + H2O
Ácido
nítrico
nitrato
de sodio
HCIO3 + KOH

KCIO3 + H2O
ácido
clórico
clorato
de potasio
En todos los casos, el producto de neutralización es un compuesto iónico, cristalizable,
cuya solución acuosa es neutra.
La sal es un compuesto que se ioniza en solución acuosa dejando en libertad los
aniones provenientes del ácido que la formó y los cationes provenientes del hidróxido.
Por ejemplo, en solución acuosa las sales nitrato de sodio y clorato de potasio ionizan
según muestra la siguiente ecuación química:
+
NaNO3 + H2O → Na
KCIO3 + H2O → K
+
+ NO3
-
+ ClO3-
La denominación común que reciben las sales proviene del nombre del ácido que las
origina. Para designar una sal que deriva de un ácido cuyo nombre termina en oso, se
reemplaza dicha terminación por ito. El ácido nitroso origina una sal denominada nitrito.
Análogamente, a las terminaciones ico e hídrico de los ácidos, corresponden, para las
sales, ato y uro respectivamente (nítrico - nitrato; clorhídrico - cloruro). A continuación
del nombre genérico de la sal se agrega el del metal que corresponde al hidróxido,
cloruro de sodio, nitrato de potasio, etc. Para escribir la fórmula molecular de una sal se
coloca el símbolo del metal, luego el anión del ácido, el subíndice de cada uno de ellos
corresponde a la valencia del otro componente de la sal:
Ej.: nitrato de calcio: Ca (NO3)2
sulfato de aluminio: AI2(SO4)3
Las sales se clasifican en neutras, ácidas, básicas y mixtas.
Las sales ácidas resultan del reemplazo parcial de los hidrógenos de un ácido por
átomos metálicos. Se forman con ácidos que presentan dos o más hidrógenos en su
molécula.
83
Ej.:
H2SO4 + NaOH

H2O + NaHSO4
sulfato ácido de Na
H3PO4 + NaOH

H2O + NaH2PO4
fosfato diácido de Na
H2CO3 + NaOH

H2O + NaHCO3
carbonato ácido o bicarbonato de sodio
Las sales básicas resultan de reemplazar parcialmente los oxhidrilos de un hidróxido
por los aniones de un ácido.
HCI + Mg (OH)2 
Ej.:
H 2O + MgOHCl
cloruro básico de magnesio
Las sales mixtas resultan de sustituir los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos
distintos:
H2SO4 + NaOH + KOH
→
2 H2O + NaKSO4
sulfato de sodio y potasio
ESTEQUIOMETRIA
La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas entre las
masas, los volúmenes y el número de moles de moléculas o de
partículas de las sustancias reaccionantes y de los productos de
reacción.
Para trabajar con estas relaciones cuantitativas es necesario expresar correctamente
la ecuación química de la transformación estudiada, es decir, con las fórmulas
moleculares correctamente escritas y balanceada con los coeficientes estequiométricos
correspondientes.
En una ecuación química correctamente equilibrada podemos establecer las relaciones
entre moles, masas y volúmenes reaccionantes y de productos formados.
84
Por ejemplo, se plantea es siguiente problema:
- Calcular la masa de óxido de sodio que se obtiene a partir de 200g de sodio:
4 Na + O2

2 Na2O
La ecuación ajustada correctamente nos indica que:
1. a partir de cuatro moles de átomos de sodio se obtienen dos moles de moléculas
de óxido de sodio. Como la masa de un átomo gramo de sodio es 23 g y la de un mol
de óxido de sodio es 62 g, puede deducirse que en la ecuación equilibrada cuando
reaccionan 92 g de Na (23x4 = 92g ) se forman 124g de Na2O (2x62 = 124g).
2. Con esta información será posible calcular cuántos gramos de óxido de sodio se
obtienen a partir de 200 g de sodio:
Si 92 g de Na producen 124 g de Na, 200 g de Na producirán: 269,56g del producto
Otro ejemplo de relaciones cuantitativas puede ser:
- Calcular el volumen de trióxido de azufre que se obtiene a partir de 5 litros de oxígeno
(condiciones normales de temperatura y presión).
La ecuación ajustada o balanceada que representa esta transformación es:
2 S + 3 O2

2 SO3
La reacción nos indica que a partir de 3 moles de O2 se producen dos moles de trióxido
de azufre, que transformados en litros corresponden a:
2S
+
3 O2
3X22,4 = 67,2 litros
→
2 SO3
2 X 22,4 = 44,8 litros
Un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales de temperatura y presión,
ocupa un volumen de 22,4 litros.
Si cuando reaccionan 67,2 litros (O2) se forman 44,8 litros (SO3), entonces cuando
coloquemos para reaccionar 5 litros O2 se producirán: 3,33 L
85
REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION
Desde hace aproximadamente dos siglos, se ha denominado oxidación a la
combinación de un elemento o compuesto con oxígeno. El fenómeno inverso, es decir,
la pérdida de oxígeno por parte de un compuesto, es llamada reducción.
Veamos algunos ejemplos:
 Un trozo de hierro dejado a la intemperie va reaccionando lentamente con el
oxígeno del aire y forma óxido férrico. Se dice que el hierro se ha oxidado. La reacción
se representa:
4 Fe
+ 3 O2
 2 Fe2O3
(1)
 Cuando se quema carbón en presencia de oxígeno, se produce anhídrido
carbónico, según esta reacción:
C + O2
→ CO2
(2)
Por ello decimos que el carbono se ha oxidado.
Este tipo de proceso, que transcurre rápidamente, con gran desprendimiento de
energía (calor y luz), recibe el nombre de combustión.
 El óxido cuproso, en presencia de oxígeno, se convierte en óxido cúprico. La
ecuación química que representa esa reacción es la que sigue:
2 Cu2O + O2 →
4 CuO
(3)
La relación Cu/O en el óxido cuproso es de 2/1; en el óxido cúprico, de 1/1. El segundo
compuesto posee proporcionalmente más oxígeno que el primero; vale decir, el cobre
se ha oxidado.

Observe el siguiente ejemplo:
3 H2 S + 2 HNO3
→
3 S + 2 NO + 4 H2O
(4)
En esta reacción el azufre del sulfuro de hidrógeno (ácido sulfhídrico), al convertirse en
azufre libre, no ganó oxígeno, sino que perdió hidrógeno. Esto equivale a una
oxidación.
86
El proceso inverso, es decir la pérdida de oxígenos ó la ganancia de hidrógenos, se
denomina reducción.
Si se analizan los ejemplos precedentes desde el punto de vista de los intercambios
electrónicos entre los elementos participantes, se tiene:
Reacción (1). El oxígeno posee seis electrones en su nivel de máxima energía. Para
conseguir la configuración estable necesita ganar dos electrones. El hierro puede ceder
dos o tres electrones en sus combinaciones; en el óxido férrico, el hierro cede tres
electrones que son captados por el oxígeno, más electronegativo que él.
Reacción (2). En el carbono que se oxida a anhídrido carbónico, se forma un
compuesto en el cual el C se une por enlaces covalentes polares a dos átomos de
oxígeno. En estos enlaces los electrones están más próximos al oxígeno, que es
mucho más electronegativo que el carbono. Por esta razón se puede hablar de una
transferencia relativa de electrones del carbono a los oxígenos.
Reacción (3). El cobre en el óxido cuproso se une al oxígeno por un enlace covalente
polar simple en el cual el par electrónico está más próximo al oxígeno. Se puede decir
que el cobre ha cedido un electrón al oxígeno. En el óxido cúprico, un átomo de cobre
cede dos electrones al oxígeno. Al pasar de cuproso a cúprico, el cobre ha perdido un
electrón más.
Reacción (4). En el sulfuro de hidrógeno el azufre está unido al hidrógeno por enlaces
covalentes polares en los cuales los electrones son atraídos hacia el azufre. Al
convertirse en azufre libre, éste pierde esos electrones.
En todos los casos expuestos se comprueban cambios electrónicos de los elementos
que se oxidan o reducen. Esos cambios se pueden generalizar del siguiente modo:
Todos los elementos que se oxidan pierden o ceden electrones. En cambio, los
elementos que se reducen ganan electrones.
De esto surge una nueva definición de los procesos de oxidación y reducción que
incluye todos los casos, ya que, como se ha visto, se puede oxidar agregando oxígeno
o sustrayendo hidrógeno y se puede reducir tanto restando oxígeno como agregando
hidrógeno.
La oxidación implica pérdida de electrones,
la reducción, ganancia de electrones.
87
Si se hace reaccionar hierro y cloro, se puede obtener cloruro férrico:
2 Fe + 3 CI2

2 FeCI3
En este caso se forma un compuesto con enlaces iónicos. El hierro cede tres
electrones y se convierte en ión férrico; los tres electrones perdidos por el metal son
captados por los átomos de cloro, que se transforman en iones cloruro.
El hierro que ha cedido electrones se ha oxidado y el cloro que los recibió se ha
reducido.
He aquí un ejemplo de oxidación y reducción que transcurre sin participación de
oxígeno ni de hidrógeno. Sólo hay transferencia de electrones desde un elemento que
se oxida a otro que se reduce.
Aquí conviene destacar el hecho de que oxidación y reducción siempre van acopladas,
pues en toda reacción en la cual un elemento se oxida, simultáneamente hay otro que
se reduce.
Los electrones cedidos por un elemento deben necesariamente ser captados por
otro, ya que no pueden quedar libres.
En una reacción de óxido-reducción, el elemento que se oxida es denominado agente
reductor y el que se reduce es el agente oxidante.
A fin de poder analizar el estado de óxido-reducción de un elemento en un compuesto,
es conveniente utilizar el llamado número de oxidación.
El número de oxidación es la carga eléctrica que tendría un átomo si se le agregan o
restan los electrones que intercambia con otros átomos, de acuerdo a su
electronegatividad relativa. En el caso de las uniones covalentes se asignan los
electrones al átomo más electronegativo.
En la mayoría de los casos, el número de oxidación es igual al valor absoluto de la
valencia del elemento, pero difiere de ella por el hecho de que el número de oxidación
posee signo (positivo o negativo).
Además, en ciertos casos, como en el del oxígeno que forma el peróxido de hidrógeno,
el número de oxidación no corresponde al de valencia.
88
Reglas para calcular el número de oxidación de un átomo en un compuesto
determinado:
1. Toda sustancia en estado elemental tiene número de oxidación cero. Ejemplo: O2 ,
Na , CI2 tienen número de oxidación cero, pues al constituirse las moléculas de esos
elementos sus átomos no pierden ni ganan electrones (comparten por igual
electrones).
2. En un compuesto en el cual los átomos se unen por enlace electrovalente formando
un compuesto iónico, el número de oxidación de cada ión es igual a la carga real de
ión. Ejemplo: en el NaCI el sodio posee estado de oxidación +1 y el cloro -1. En
todos los compuestos en los cuales participen elementos del grupo IA, estos tendrán
siempre número de oxidación +1. En todas sus combinaciones, los elementos del
grupo; IIA, tienen número de oxidación +2.
3. El oxígeno en la mayoría de los compuestos posee estado de oxidación -2. La
justificación de dicha afirmación y las excepciones a esta regla fueron analizadas
cuando vimos óxidos ácidos y básicos.
4. El hidrógeno en la mayoría de los compuestos inorgánicos posee estado de
oxidación de +1. La excepción a esta regla la constituyen los hidruros metálicos
donde el hidrógeno actúa con -1.
5. En todo compuesto químico la suma de los estados de oxidación de los elementos
intervinientes es igual a cero. Por ejemplo en H2O el hidrógeno posee estado de
oxidación de +1 pero como son dos hidrógenos lo que forman la molécula de agua el
estado de oxidación aportado por este elemento es +2. Como el estado de oxidación
del oxígeno es -2, el estado de oxidación total en la molécula de agua es cero.
Potencial Redox
Si en un tubo de ensayo se coloca solución de sulfato de cobre (de color azul) con un
trozo de zinc metálico y se calienta suavemente, la solución pierde su color azul,
desaparece el zinc y se forma un depósito de cobre metálico:
CuSO4 +
Zn

ZnSO4 + Cu
El zinc metálico tiene número de oxidación 0 y el cobre del sulfato de cobre, +2. Al
producirse la reacción se forma sulfato de zinc y cobre metálico.
89
El zinc tiene ahora número de oxidación +2, ha cedido dos electrones, es decir se ha
oxidado.
El cobre ha pasado de número de oxidación +2 a O y por ende se ha reducido.
Si se pretendiera hacer la reacción inversa, partiendo de sulfato de zinc y cobre para
obtener sulfato de cobre y zinc, se comprobará que la misma no se produce. El cobre
es incapaz de cederle electrones al zinc y desplazarlo de sus combinaciones.
Es que los electrones solo pueden fluir de un elemento a otro si el primero tiene mayor
tendencia a cederlos que el segundo.
La capacidad de una sustancia o elemento para oxidar a otra y, por lo tanto, para
reducirse, depende de la facilidad que tenga para aceptar electrones. Esta facilidad se
expresa cuantitativamente en el llamado potencial de óxido-reducción o POTENCIAL
REDOX.
En el ejemplo expuesto, el cobre demuestra poseer potencial redox más elevado que el
del zinc, ya que los electrones pueden pasar desde el Zn al Cu, pero no a la inversa.
POTENCIAL REDOX O DE OXIDO-REDUCCION es la tendencia de una sustancia a
ganar electrones, comparada con otra que se toma como patrón de referencia.
Semi-reacción. Una reacción de óxido-reducción puede ser considerada como la suma
de dos medias reacciones o semi-reacciones, en una de las cuales se representa sólo
la oxidación y en la otra, sólo la reducción. Por ej., en la reacción
2 Na + CI2 
2 NaCI
El sodio es oxidado, su número de oxidación cambia de O a +1, mientras que el cloro
es reducido (de O a - 1).
Las semireacciones correspondientes son:

oxidación:
2 Na
reducción:
CI2 + 2e- 
+
2 Na + 2 e-
2Cl
90
Por convención, en la actualidad todas las reacciones se escriben en el sentido de
reducción.
-
Las formas oxidada y reducida (Na+/ Na, Cl /Cl ) en cada una de estas reacciones
constituyen un par o cupla redox.
Pila electroquímica
El flujo de electrones en el conductor externo indica que la hemipila del electrodo de Cu
atrae los electrones más fuertemente. La diferencia de potencial que se crea puede
medirse con dispositivo dotado de un galvanómetro. En el ejemplo que nos ocupa,
cuando la concentración de iones en las cubetas es de 1 mol por litro (solución 1 molar
o 1 M) y la temperatura es de 25 °C (condiciones estándar), la diferencia de potencial
para la pila zinc-cobre es de 1,10 voltios.
Las mediciones del potencial de un par redox dado se realizan comparando con el de
un sistema de referencia al cual se le asigna valor 0, en un dispositivo similar al de la
pila electroquímica. Se reemplaza una de las hemipilas por el denominado electrodo
normal de hidrógeno constituido por un trozo de platino saturado en su superficie con
gas hidrógeno a la presión de una atmósfera y sumergido en una solución que contiene
iones H+ a una concentración de 1 mol por litro (1 M). El par o cupla redox en este caso
+
es 2H /H2, cuyo potencial se considera arbitrariamente de valor 0.
El potencial se mide conectando el sistema en estudio con la hemipila de hidrógeno
(deben mantenerse las condiciones estándar: concentración 1 M y 25 °C).
Si la hemipila Zn2+/Zn se conecta con el electrodo normal de hidrógeno, se puede
comprobar una diferencia de potencial de 0,76 V y que los electrones fluyen desde el
electrodo de Zn al de hidrógeno.
91
De la misma manera, la medición del voltaje producido entre la hemipila Cu+/Cu y la de
hidrógeno, muestra un valor de 0,34 V, pero en este caso los electrones fluyen desde el
electrodo de hidrógeno al de cobre.
El potencial de reducción para un par redox dado tiene valor positivo si el oxidante en el
+
par tiene mayor tendencia a ganar electrones que el ión H , con ambas cuplas en
condiciones estándar.
En las experiencias descriptas, el Zn de la hemipila Zn 2+/Zn reduce espontáneamente
+
+
al ion H , lo cual indica que el potencial del par 2 H /H2 es más positivo que el de
Zn2+/Zn. Por esta razón, el potencial de éste se escribe con signo negativo.

Zn2+ + 2 e-
°
Zn
= - 0,76 volt
+
Para el caso de la hemipila Cu2+/Cu, el potencial es más positivo que el del par 2H /H2

Cu2+ + 2 e-
°
Cu
= + 0,34 volt
POTENCIALES DE REDUCCION ESTANDAR DE SEMIREACClÓN
Cupla Redox
F/F
-
F + 2e
-
O /O
2-
Fe /Fe
-
Cl2 +
-
3+
-
H2O2 + 2H + 2e
Cl/Cl
O/O
F
+
-
2e
+
-
O2 + 4 H + e
2+
2+
Cu /Cu
3+
Fe
Cu
-
+e
2+
2+
Mg /Mg
+
Na /Na
+
K /K
+
Li /Li
Al
-
Fe
- 0,409
-
Zn
- 0,763
Al
- 1,670
Mg
Mg
- 2,375
+2e
+2e
-
+3e
2+
+2e
+
-
Na + e
+ 1,229
2+
0,000
Zn
Al /Al
2H2O
H2
2+
3+
+ 1,358
+ 0,340
2+
3+
3Cl
Cu
Fe
Zn /Zn
+ 1,776
-
-
2+
2+
H2O
+ 0,770
2H + 2 e
Fe /Fe
+ 2,870
Fe
+e
+
-
-
+
2H /H2
°
Semi-reacción
-
-
Na
- 2,711
+
-
K
- 2,924
+
-
Li
- 3,045
K +e
Li + e
El fluor es el agente oxidante más potente, mientras que el litio es el agente reductor
más fuerte.
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