10

Valencia;Oxidación-Reducción;
Balanceo deReacciones;Pesos
Equivalentes

Valencia.

La valencia es un concepto fundamental cuyo significado íntimo ha sido muy discutido. Se ha definido como la capacidad de combinación de un elemento y también como el número de átomos de hidrógeno o su equivalente, con que aun átomo del elemento se puede combinar o desplazar En los enlaces iónicos o polares, la valencia corresponde al número de electrones que un átomo puede perder o ganar en su capa más externa, Así la valencia de cada ion es igual a su carga: v.gr.: en el BaCI2., el bario (Ba++) es divalente positivo porque perdió dos electrones. El cloro (Cl-) adquirió esos electrones y puesto que hay dos Cl- y dos electrones, cada uno tomó un electrón, el (Cl) es monovalente negativo y se convirtió en el ion cloruro (Cl-) monovalente negativo. Como en todo compuesto iónico, la suma de las cargas positivas y negativas es cero.

Los radicales iónicos o grupos de átomos que permanecen constantes en diferentes reacciones químicas se considera que tienen una valencia constante. Así, el ion amonio (NH4+) tiene una valencia positiva; el ion nitrato (NO 3-) tiene una valencia negativa; el ion sulfato (SO4=) dos valencias negativas y el ion fosfato (P0 -3 4) tres valencias negativas. En los enlaces covalentes o covalentes coordinados, la valencia de un átomo es la suma de los enlaces en que participa v.gr.: en el metano (CH4), el carbono (C) es tetravalente porque está unido al hidrógeno (H) por cuatro covalencias.

Las siguientes reglas ayudan a determinar la valencia de un átomo:

(a) Los elementos libres tienen valencia cero.

(b) El oxígeno actúa como divalente negativo y el hidrógeno como monovalente positivo (o negativo en los hidruros metálicos).

(c) Un átomo puede tener varias valencias (v. gr.: el N, puede ser trivalente negativo y pentavalente positivo).

(d) Las valencias siempre son números enteros.

(e) La suma de las valencias positivas tiene que ser igual a la suma de las negativas, porque todos los compuestos con enlaces iónicos o covalentes son neutros.

Ejemplo 1

¿Cuál será la valencia del elemento que se indica en cada uno de los compuestos siguientes?

(a) FeCl3, el Fe; (b) KC104, el Cl; (c)H3P04, el P.

Respuesta

(a) El Fe es un metal di o trivalente positivo y como está unido a tres cloros y el Cl es generalmente monova­lente negativo, el Fe es trivalente positivo.

(b) El K es monovalente positivo. Hay 4 oxígenos divalentes negativos, es decir hay 8 valencias negativas -1 valencia positiva = 7 valencias negativas; estas valencias tienen que estar unidas a 7 valencias positivas y como sólo queda el Cl, debe ser heptavalente positivo.

(c) Hay en total 8 valencias negativas del oxígeno menos las 3 valencias positivas del hidrógeno, lo que deja 5 valencias negativas, que deben estar canceladas por cinco valencias positivas.

En la Tabla 10-1 están las valencias más usuales de varios elementos.

VALENCIAS USUALES DE ALGUNOS ELEMENTOS

Nombre

símbolo

valencia

Nombre

símbolo

valencia

Antimonio

Sb

3.5

azufre

S

2, 4, 6

Arsénico

As

3.5

selenio

Se

2, 4, 6

Bromo

Br

1, 3, 5, 7

fósforo

P

3.5

Cloro

CI

1, 3, 5, 7

cobre

Cu

1.2

Cromo

Cr

2, 3, 6

mercurio

Hg

1.2

Manganeso

Mn

2, 3, 4, 6, 7

cobalto

Co

2.3

Reacciones de oxidación-reducción.

Generalizando, todas las reacciones son de oxidación-reducción o de ácido-base. Por oxidación se entiende la pérdida de electrones y por reducción la adquisición de electrones. Ambos fenómenos tienen que ocurrir simultáneamente y las reacciones en que hay oxidación-reducción (reacciones redox) pueden describirse también como reacciones de transferencia de electrones, v. gr.:

Ca + Cl2 Ca++ + 2C1-

En esta reacción el átomo de calcio (Ca°) (el número de oxidación de un elemento es cero) perdió dos electrones, se oxidó convirtiéndose en ion Ca++, actuando de agente reductor del par de átomos de cloro que adquirieron los dos electrones convirtiéndose en dos iones cloruro (Cl') (cada átomo se redujo+). El cloro actuó de agente reductor del calcio.

Ejemplo 2

Encuentre qué átomos se reducen y cuáles se oxidan en la siguiente reacción: (señale cual es el oxidante y cual es el reductor).

MnO2 + 4HCl MnCl2 + H20 + Cl2

Respuesta

Las valencias de los átomos de cada compuesto son:

(+4) (-2)     ( + 1) (-1)      (+2) (-1)       (+ 1) (- 2)   (0)

Mn02+      4HC1       MnC12 +     H20     +   Cl2

Los cambios de valencia en los átomos participantes son: Mn(+4) Mn(+2) indicando ganancia de dos electrones, ( + 4) pasó a ( + 2) Mn(+2) (ésta, es una reacción parcial) y Cl- pasó a Cl° (oxidación), indicando pérdida de un electrón, y como el número de electrones perdidos por un elemento es igual a los adquiridos por otro, tenemos:

(-1)       (0)                                                   

2C12Cl + 2e- (esto es una reacción parcial).

Número o estado de oxidación

El número o estado de oxidación es la carga eléctrica positiva o negativa, asignada a cada átomo de un compuesto o ion monoatómico o poliatómico de acuerdo con las reglas siguientes:

(a) Los átomos de los elementos libres (v.gr.: Fe, Cl 2, N2) tienen número de oxidación cero.

(b)La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuesto neutro tiene que ser cero.

(c)El número de oxidación de los iones monoatómicos es igual a la carga del ion (v.gr.: Fe+++, no. de ox. = 3, Mg++, no. de ox. = 2).

(d)En los compuestos covalentes los electrones de cada par de átomos son asignados al átomo más electronegativo que modifica su número de oxidación en igual número que el de electrones que se le asignan. El átomo menos electronegativo modifica su número de oxidación en número igual al de electrones sustraídos; tal el amoníaco, (NH3), donde al nitrógeno (N) se le asignan tres electrones y el número de oxidación - 3. A cada hidrógeno (H) al que se le asigna la pérdida de un electrón, le corresponde el número de oxidación + 1.

(e)Si los enlaces covalentes son compartidos por átomos idénticos, los electrones se dividen igualmente en­tre estos.

(f)El número de oxidación de un ion complejo es igual a la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que lo constituyen; v.gr.: el* ion perclorato, tiene el número de oxidación -1, ya que +7+4 (-Z) = -1.

Ejemplo 3

Encuentre el número o estado de oxidación de cada uno de los siguientes átomos, moléculas o iones:

(a) Rb+;     (b) Br-;    (c) In+++;    (d) N2;    (e) Sb3+,    (f) S8

Respuesta

(a), (b), (c) y (e) son iones monoatómicos y sus números de oxidación son los mismos que la carga de los iones

(a) +1,    (b) -1,     (c) +3,     (e) + 3

(d) y (f) son moléculas del elemento neutro y tienen números de oxidación igual a cero

(d)0      y      (f) 0.

Ejemplo 4

Encuentre el número o estado de oxidación del elemento que se indica en cada uno de los siguientes iones poliatómicos y moléculas:

(a) Cr. en e Cr207 (b) As en el Aso43; (c) Al en el LiAIH4; (d) Mn en el Mn04.

Respuesta

Considerando X como el número de oxidación del elemento solicitado, -2 el número de oxidación del oxígeno y -1 el número de oxidación del hidrógeno en el compuesto (c) por ser un hidruro, tenemos:

Equivalentes

(a ) 2X + 7(-2) = -2 .'. X = + 6; número de oxidación del Cr

(b) X + 4(-2) = -2 .'. X = + 5; número de oxidación del As

(c) X + 1 + 4(-1) = .'. X = + 3; número de oxidación del Al

(d) X + 4(-2) = -1 .'. X = + 7; número de oxidación del Mn

El siguiente diagrama resume los conceptos sobre oxidación-reducción

Balance de reacciones de oxidación-reducción (redox).

Muchas reacciones se pueden balancear por tanteos hasta que en ambos miembros de la reacción hay cantidades iguales de todos y cada uno de los átomos participantes. La mayoría de las reacciones redox son complejas y requieren un método sistemático para ser balanceadas. Este puede ser: (a) el de cambio en el número de oxidación o transferencia de electrones y (b) el del ion-electrón.

Balanceo de reacciones por el método del número de oxidación:

Algunos de los pasos aquí indicados se pueden eliminar en algunas reacciones o al adquirir práctica.

(a) Observar con cuidado la reacción no balanceada, buscando elementos que hayan cambiado de número de oxidación.

(b)Expresar este cambio de números de oxidación escribiendo las reacciones electrónicas parciales correspondientes.

(c)Balancear las reacciones electrónicas parciales tanto por lo que hace al número de electrones como por el número de componentes químicos.

(d)Substituir los coeficientes de las reacciones electrónicas parciales en la reacción no balanceada.

(e)A partir de las reacciones electrónicas parciales, balancear el resto de los elementos y grupos atómicos que hay en la reacción no balanceada. El orden usual es: elementos positivos (diferentes del hidrógeno), iones o grupos atómicos negativos, hidrógeno y oxígeno.

Ejemplo 5

Balancear la siguiente reacción por el método del número de oxidación:

Cu + HN03 Cu(N03)2 + H2O + NO

paso (a) Una observación de la reacción no balanceada muestra que el número de oxidación del cobre cambió de 0 en el Cu hasta +2 en el Cu (N03)2 y que el número de oxidación del nitrógeno cambió de +5 en el HNO3 a -f-2 en el NO. El resto de los elementos conservó sus números de oxidación.

paso (b) Las reacciones electrónicas parciales son:

Cu° - 2e Cu++

N5 + 3e N2+

paso (c) Las reacciones electrónicas parciales balanceadas son:

3Cu° - 6e3Cu2+

2N5+ + 6e2N2+

paso (d) Introduciendo los coeficientes de las reacciones electrónicas parciales balanceadas en la reacción:

3Cu + 2HN03 3Cu(N03)2+H2O + 2NO

paso (e) La reacción aún no está balanceada, ya que solo hay 2 grupos nitrato (N03) en los reaccionantes y hay 6 en los productos; tampoco la cantidad de H20 producida está de acuerdo con el número de átomos de oxígeno del N03- que no aparecen en el NO. Añadiendo por tanteo 6 de HN03 y realizando los cambios necesarios en los coeficientes de los productos queda balanceada la reacción:

3Cu + 8HN03 3Cu(N03)2 + 4H30 + 2N0

Ejemplo 6

Balancear la siguiente reacción por el método del número de oxidación:

KMn04 + H2S04 + H2S K2SO4 + MnS04 + H2O + S

Respuesta

La reacción no balanceada muestra que los números de oxidación del manganeso cambiaron de + 7 a + 2 y los del azufre en el H2S cambiaron de -2 a 0. Estableciendo y balanceando las reacciones electrónicas parciales tenemos:

2Mn++ + lOe2Mn2+

5S2 -- 10e 5S°

Introduciendo los coeficientes encontrados en la reacción no balanceada:

2KMn04 + H2S04 + 5H2S K2S04 + 2MnS04 + h20 + 5S

Falta completar la cantidad de H2SO4, que proporcione 3 grupos sulfato SO4= y la cantidad de agua que producirán los hidrógenos del H2S. Balanceando por tanteo y asegurándonos de que las cantidades de cada átomo reaccionante son iguales a las de los átomos producidos:

2KMn04 + 3H2S04 + 5H2S K2S04 + 2MnS04 + 8H20 + 5S

Balanceo de reacciones por el método del ion-electrón.

Este método debe aplicarse a reacciones en disolución. Se supone que toda reacción de oxidación-reducción se puede descomponer en dos etapas: una en que el agente reductor pierde electrones y otra en que el agente oxidante gana electrones. Cada proceso se representa por una reacción parcial, que primero se balancea por el número de átomos y después por el de electrones; se multiplica cada reacción parcial por un número que dé igual cantidad de electrones en las dos reacciones, y luego se suman las dos reacciones y se simplifican cance­lando iones y moléculas. Este método aunque tan artificial como el del número de oxidación, tiene algunas ventajas sobre este último. Así, en solución acuosa, la mayoría de los compuestos inorgánicos están ionizados y sus reacciones resultan de interacciones iónicas. El método del ion-electrón permite balancear reacciones en las que es incierta la composición de algún producto, lo que no es posible por el otro método.

Para cálculos en que intervienen masas de reaccionantes o productos, la reacción iónica se puede convertir en reacción molecular combinando los pares de iones apropiados para formar moléculas de compuestos conocidos. Las reacciones parciales consideradas en el método de ion-electrón realmente pueden ocurrir en una pila galvánica en que se tengan en recipientes separados, al agente oxidante y al agente reductor, uniéndoles mediante un puente salino y dos polos (Cap. 16).

Ejemplo 7

Balancear la reacción siguiente:

HNO3 + H2S NO2 + H20 + S

Respuestas

La reacción se lleva a cabo en agua y van a participar iones o moléculas como la del H2S que se disocia muy poco, por lo que se tienen los siguientes pasos imaginarios:

H2S + 2e (reductor)

3e-+ N03 NO (oxidante)

Las reacciones parciales balanceadas por el número de átomos y luego por el de electrones son:

H2S S + 2H+ + 2e- (reductor) (1)

3e- + N03 + 4H+ NO + 2H20 (oxidante) (2)

Multiplicando la ecuación (1) por el número de electrones de la (2) y ésta por los electrones de la (1) tenemos:

6e- + 2N03 + 8H+ 2N0 + 2H20 (3)

3H2S 3S + 6H+ + 6e- (4)

Sumando las reacciones (3) y (4) y cancelando términos comunes:

6e- + 2N03 + 8H+ + 3H2S 2N0 + 2H20 + 3S - 6H++ 6e-

nos queda:

2N03- + 2H+ + 3H2S 2N0 + 2H20 +3S

Como reacción molecular tenemos:

2HN03 + 3H2S 2N0 + 4H20 + 3S

Ejemplo 8

Balancear la siguiente reacción:

Na2Cr207 + HCI nc1 + CrCl3 + 7H20 + Cl2

Respuesta

La reacción ocurre en medio acuoso y se puede descomponer imaginariamente en las etapas:

Las reacciones parciales balanceadas por número de átomos y de electrones son:

Multiplicando la ecuación (1) por el número de electrones de la (2), y la (2) por los electrones de la (1),

Sumando las ecuaciones (3) y (4) suprimiendo y simplificando términos,

y dividiendo ambos miembros entre dos, nos queda la reacción iónica balanceada,

Al balancear la ecuación molecular incluiremos los iones o moléculas que no participaron en la transferencia de electrones, asegurándonos que ambos miembros de la reacción tengan igual número de átomos.

Na2Cr207 + 14HCI 2NaCl + 2CrCl3 + 7H20 + 3Cl2

Peso equivalente.

El peso equivalente de un elemento es la cantidad del mismo que se combina o desplaza a 1.008 g de hidrógeno ó 8.00 g de oxígeno. También se puede definir como el cociente de su peso atómico entre su valencia. El peso equivalente de un ion sencillo o complejo se obtiene dividiendo su peso molecular gramo (fórmula gramo) entre su valencia o carga iónica..

Ejemplo 9

¿Cuál es el peso equivalente del bicarbonato de sodio, (NaHC03), con respecto a:

(a) ion sodio,     (b) ion hidrógeno,     (c) ion carbonato?

Respuesta

El peso molecular de la sal es de 84 g/mol:

(a)El peso equivalente con respecto al sodio (del que sólo contiene un ion monovalente) es 84 g/1 eq. = 84 g/eq.

(b)Sólo contiene un ion hidrógeno por lo que su p.eq. - 84 g/eq. - 84 g/eq..

(c)Del ion carbonato divalente, contiene 2eq. por lo que su p.eq. = 84 g/2eq. = 42 g/eq.

El peso equivalente-gramo de un ácido o sencillamente el equivalente-gramo, es él peso del ácido que contiene 1 equivalente gramo (1.008 g) de hidrógeno substituible, v.gr.: el peso equivalente (p.eq.) del ácido nítrico (HN03) es el peso de una mol porque sólo contiene un átomo de hidrógeno substituible, pero el p.eq. del ácido fosfórico (H3P04) es un tercio del peso de una mol porque contiene tres hidrógenos substituibles.

El peso equivalente-gramo de una base o álcali, es el peso de la base o álcali que contiene un equivalente gramo (17.008 g) de grupo oxhidrilo (OH-) substituible, v.gr.: el peso equivalente (p.eq.) del hidróxido de amonio (NH40H) es el peso de una mol entre el OH- substituible y el del hidróxido de calcio (Ca(OH)2), que es el peso de una mol entre dos, por tener dos grupos OH-.

El peso equivalente-gramo de tina sal normal, que no actúa como oxidante ni como reductora, es el peso de la sal que contiene un peso equivalente gramo del metal o del radical ácido o entre la carga total de sus iones positivos o negativos, v.gr.: el peso equivalente (p.eq.) del nitrato de plata (AgN03), es el peso de una mol entre uno, pues contiene un equivalente gramo de plata (Ag+) o un equivalente gramo del ion nitrato (N03-). El peso equivalente del fosfato de calcio Ca3(P04)2, es el peso de una mol entre seis, ya que hay tres iones de un metal divalente (3 X 2).

El peso equivalente-gramo de un agente oxidante o reductor para una determinada reacción es el cociente de su peso entre el número de electrones ganados o perdidos en una determinada reacción. Siempre hay que especificar a que reacción corresponde el peso equivalente de un agente oxidante o reductor, ya que puede variar, la definición de los pesos equivalente establece que igual número de pesos equivalentes de dos substancias reaccionarán exactamente entre sí. Esto permite resolver problemas porque intervienen pesos de combinación sin necesitar de balancear la reacción.

Ejemplo 10

Determine el peso equivalente del dicromato de sodio (Na2Cr207), si reacciona como se indica en su semi­rreacción iónica.

Respuesta

El peso molecular o fórmula del Na2Cr2O; es 162.Og/mol y como va a ganar tres electrones, su peso equivalente gramo será:

Ejemplo 11

Encuentre el peso equivalente del dióxido de manganeso (Mn02) cuando reacciona formando una sal de manganeso MnCl2.

Respuesta

El peso molecular del Mn02 es 86.94 y como gana dos electrones

Ejemplo 12

¿Cuál será el equivalente gramo de un elemento, del que 3.245g disueltos en ácido diluido liberan 0.0582g de hidrógeno!'

Respuesta

Si un eq. g de un elemento es el peso del elemento que libera 1.008g de hidrógeno, planteando la siguiente proporción obtendremos la respuesta solicitada:

Ejemplo 13

Encuentre el peso equivalente-gramo del hidróxido de calcio [Ca(OH)=2]

Respuesta

Si un eq. g de una base debe contener 17.008g de OH substituible, el Ca(OH)2 tiene dos OH y por lo tanto su peso equivalente gramo será su peso molecular gramo entre 2

Normalidad.

La normalidad (N) (ver Cap. 12) de una disolución es el número de equivalentes de soluto en un litro de di­solución. Si hay un equivalente en un litro, la solución es 1N, si hay 0.05 de equivalente en un litro la disolución es 0.05N.

(N) Normalidad - peso equivalente gramo (p.eq.g) volumen de disolución (V)

Ejemplo 14

Calcule la normalidad de una, disolución que contiene 29.48 de yoduro de calcio (Cale) por litro.

Respuesta

Un peso equivalente gramo de yoduro de calcio es:

La solución es 0.2 normal (0.2N).

Ejemplo 15

¿Qué cantidad de NaOH se necesita para preparar 0.5 1 de disolución 3.5 N.?

Respuesta

La disolución 3,5N tiene 3,5 peso equivalentes por litro .Para preparar medio litro se deben pesar = 1,75 peso equivalente de NaOH.

peso = p.eq. X num. equivalentes necesitados -= 40 X 1.75 = 70 g de NaOH

Ejercicios:

1. Encuentre la valencia del elemento señalado en cada uno de los compuestos siguientes:

(a) H4P207 del P; (b) C12UO2 del U; (c) Mg3(bo3)2 del B;

(d) Ba(CI03)2 del Cl; (e) Na2(B40)7 del B; (f) Na2Mn04 del Mn;

2. ¿Cuál será la valencia o el número de oxidación del átomo o ion subrayado?

(a) CaMo04; (b)SrC03; (c) Na2Si03; (d) MgNH4P04;

(e) Na2Zn02; (f)Os04; (g) K2PtCl6; (h) Fe(I03)3

3. Halle la valencia o el número de oxidacion del átomo o ion subrayado.

(a) Ag20; (b) WO3; (c) NaH (d)Cl2O7; (e) Y203; (f) AIN; (g) NaBi03;

4. Complete las siguientes fórmulas añadiéndoles el índice apropiado, si lo hubiera:

(a) MgCI02; (b) Sb0; (c) MgN; : (d) AIMn04; (e) AgCr207;

(f) NH4 P04; (g) KS03; (h) LiS04; (i) PbN03; (1) SCO.

5. Determine el número de oxidación del elemento que se indica en cada uno de los compuestos que le siguen:

(a) del nitrógeno en NH4C1; N2; N20; NO; KN02; N02; NaNO3

(b) del azufre en CdS; H2S; NaHS; S8; K2S03 ; CaS04.

(C) CO; CoO; C02 (S04)3.

(d) Cr; CrO; Cr203; (NH4)2 Cr207.

6. Balancear las siguientes reacciones, (I) por el método del número de oxidación; (II) por el de ion-electrón:

(a) HN02 + Br2 + H20 HN03 + HBr

7. Balancear las siguientes reacciones:

8. Encuentre qué especies químicas de las siguientes reacciones se oxidan y cuales se reducen.

9. Balancear las siguientes reacciones:

10. Balancear las siguientes reacciones iónicas por el método del ion-electrón.

11. Encuentre el peso equivalente-gramo de cada uno de los siguientes compuestos: (a)

(a) cacl2 (b) Napo4 . 12h2O (c) Ca3 (PO4)2 (d) Al (OH)3 (e) H3 PO4

12.¿Cuál es el peso del alumbre NaAl (SO4)2. 12H20 cuando se emplea por su: (a) contenido de Na+; (b) contenido de Al3+; (c) contenido de SO4=.

13. Encuentre el peso equivalente del ácido sulfúrico H2SO4 en cada una de las siguientes reacciones:

14. Encuentre el peso equivalente del permanganato de potasio, KMn04, cuando el ion permanganato se reduce:

(a) Mn04=, (b) Mn02 y (c) Mn++.

15. Una solución normal (1N) contiene un peso equivalente-gramo en un litro. ¿ Cuántos gramos de k2cr2 07 se necesitan para obtener 235 ml de una disolución 1.4N, suponiendo que el ion dicromato se reduce hasta Cr3+?

16.¿Cuántos equivalentes-gramo de ácido nitroso (HNO2) reaccionan con 30 ml de una disolución O.1N de FCCl3?

17. Encuentre los pesos equivalentes de los siguientes metales:

(a) magnesio (Mg); (b) aluminio (Al); (c) sodio (Na).

18. Calcule el peso de un metal del que 5.00 g reaccionan con ácido liberando 0.040 g de hidrógeno.

19. Un óxido de cobre contiene 79.9 % de cobre. Encuentre el peso equivalente del cobre.

20.12.5 g de un metal producen 17.5 g de su cloruro. Calcule su peso equivalente.

21. Calcule el peso equivalente de un metal del que 3.57 g se combinan con 1.00 litros de oxígeno a TPN.

22. Encuentre el peso equivalente de cada uno de los siguientes compuestos:

(a) CaS04; (b) Fe2S3; (c) Zn(OH)2; (d) H2S03; (e) Na3P04

23. Determine el peso equivalente de cada uno de los oxidantes o reductores subrayados en las reacciones no balanceadas siguientes:

Respuestas

1. (a) + 5; (b) + 2; (c) + 3; (d) ' + 5; (e) + 3; (f) + 6

2. (a) + 6; (b) + 2; (c) + 4; (d) + 5; (e) + 2; (f) + 8; (g) + 4; (h) -1

3. (a) + 1; (b) + 6; (c) -1; (d) + 7; (e) + 3; (f) -3; (g) -1

4. (a) Mg(C102)2; (b) Sb203; (c) Mg3N2; (d) Al(Mn04)3; (e) Ag2Cr207

(f) (NH4)3P04; (g) K2S03; (h) Li2S04; (i) Pb(N03)2; (j) SC20

5. (a) (- 3), (0), ( + 1), (-1' 2), (+ 4), + 5); (b) (- 2) , (- 2), (0), (- 4), (- 6);

(c) (0), (+ 2), ( + 3); (d) (0), ( + 2), ( + 3), ( + 6)

6.

7

.

8.(a) el nitrógeno se oxida de -3 a + 5 y el cromo se reduce de + 6 a + 3
(b) el cobre se oxida de 0 a + 2 y el nitrógeno se reduce de + 5 a + 2
(c) el estaño se oxida de + 2 a + 4 y el cromo se reduce de + 6 a + 3.

9.

  

 

10.

11. (a) 110.99/2 - 55.50 (b) 380.14/3 = 126.71 (c) 310.20/6 = 51.70

     (d) 78.00/3 - 26.00 ; (e) 98/3 = 32.66.

12. (a) 458.28/1 = 458.20; (b) 458.29/3 - 152.76; (c) 458.29/4 = 96.06

13. (a) Como sólo se substituye un ion hidrógeno, 98/1 --_ 98 p.eq.
    
(b) Como se substituyen dos iones hidrógeno 98/2 = 49 p.eq.

14. (a) 158.03/1 - 158.03 p.eq ; (b) 158.03/3 - 52.68 g p.eq ;
     (c) 158.05/5 - 31.61 p.eq.

15. El ion dicromato (Cr207) cambia su número de oxidación en 6, por lo que su peso equivalente será 292.21/6 = 49.04g/eq. Se necesitan 1.04(0.235) eq. ya que cada ml de disolución contiene 1.4 X 1 m.eq. por lo tanto:

49.04 X 1.04 X 0.235 - 16.1 g de K2Cr207 son necesarios

16. 0.030 X 0.1 = 3 X 10-3 p.eq. = 3 m.eq.

17. (a) 24.312/2 = 12.16; (b) 26.982/3 = 8.994; (c) 22.99/1 = 22.99

18. 126 g es el peso equivalente

19. 79.9 g de Cu se combinan con 20.1 g de oxígeno, por lo que X g de Cu se combinarán con 8.00 g de oxígeno. Así.

20. Considerando que 35.45 g de cloro corresponden a 1.008 g de hidrógeno y que 12.5 g del metal se combinan con 5 g de cloro para dar 175 g del cloruro, podemos establecer la siguiente relación:

21. 20 g.

22. (a) 68.07 g; (b) 34.65 g; (c) 49.70 g; (d) 41.04 g; (e) 32.67 g.

23. (a) KNfn04, 31.61 y C204H2, 45.02

     (b) HN03, 21.01 y PbS, 29.91.