Escuela Normal Superior Lácides Iriarte Sahagún–Córdoba - ColombiaQUIERES BALANCEAR EJERCICIOS

EJERCICIOSBalancear por Tanteo:Ba + H2SO4→BaSO4+ H2 CaCO3 CaO + CO2 H2SO4+ Ca3(PO4)2 CaSO4+ H3PO4 Al + O2 →Al2O3 Al(NO3)3+ H2SO4 →HNO3+ Al2(SO4)3 C3H8+ O2 CO2+

H2OCO2+ H2O C6H12O6+ O6 Cu + HNO3 →Cu(NO3)2+ H2O + NO3 Fe + H Br→Fe Br3+ H2 Fe + HCl FeCl3+ H2FeCl3+ NH4OH →Fe(OH)3+ NH4ClH2+ O2→H2OH2SO4→H2O + SO3HNO3→N2O5+ H2OKClO3 →KCl + O2 KMnO4+ HCl→KCl + MnCl2+ H2O + Cl2 Mg + HCl→MgCl2+ H2 Na + H3PO4→Na3PO4+ H2 Na2SO4+ BaCl2 →BaSO4+ NaClO2+ Sb2S3 →Sb2O4+ SO2

Elaborado porRovin Laudin Alba TorresLic: Biol. Y Quim.

Balanceo de ecuaciones químicas

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción.

A + B C + D

Reactivos Productos

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

Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo

El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en

a) H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenosb) 5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos

Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación

H2O + N2O5 NHO3

a) Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.

H2O + N2O5 2 NHO3

b) Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)

c) Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)

Otros ejemplos

HCl + Zn ZnCl2 H2

2HCl + Zn ZnCl2 H2

KClO3 KCl + O2

2 KClO3 2KCl + 3O2

Balanceo de ecuaciones por el método de Redox ( Oxidoreduccion )

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos

1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.

Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:

a) En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos

b) El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1

c) El Oxigeno casi siempre trabaja con -2

d) Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0

2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación

0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3

3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción

0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2

4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0

Fierro se oxida en 3 x 1 = 3

Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4

5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa

4Fe + 3O2 2Fe2O3

Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo

Otros ejemplos

KClO3 KCl + O2

+1 +5 -2 +1 -1 0

KClO3 KCl + O2

Cl reduce en 6 x 1 = 6

O Oxida en 2 x 1 = 2

2KClO3 2KCl + 6O2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2

0 +1 +5 -2 +4 -2 +2 -2 +2 +5 -2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2

Cu oxida en 2 x 1 = 2

N reduce en 1 x 1 = 1

Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2

Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2

Balanceo de ecuaciones por el método algebraico

Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos

1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:

Fe + O2 Fe2O3

A B C

2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica

Para el Fierro A = 2C

Para el Oxigeno 2B = 3C

3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C

Por lo tanto si C = 2

Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:

2B = 3C

2B = 3(2)

B = 6/2

B = 3

Los resultados obtenidos por este método algebraico son

A = 4

B = 3

C = 2

Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación

4Fe + 3O2 2 Fe2O3

Otros ejemplos

HCl + KmNO4 KCl + MnCl2 + H2O + Cl2

A B C D E F

H) A = 2ECl) A = C + 2D + 2F

K) B = CMn) B = D

O) 4B = E

Si B = 2

4B = E

4(2) = E

E = 8

B = C

C = 2

B = D

D = 2

A = 2E

A = 2 (8)

A = 16

A = C + 2D + 2F

16 = 2 + 2(2) + 2F

F = 10/2

F = 5

16HCl + 2KmNO4 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

www.monografias.comEcuaciones y reacciones químicas

Por: José del C. Mondragón Córdova. ciencias_naturales_sullana@hotmail.com

1. Ecuaciones Químicas 2. Reacciones Químicas 3. Balanceo de Ecuaciones Químicas 4. Bibliografía

I.- Ecuaciones Químicas: Definición: Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción:

A + BC AB + C

Ej. : La ecuación química que describe la reacción entre el magnesio y el oxígeno es:

2 Mg + O2 2 MgO

Reactantes Producto

Significado de las ecuaciones químicas:

a) Cualitativo : Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos. En la ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio

b) Cuantitativo : Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos.

En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio, reaccionan con una molécula ( o mole) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de óxido de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del producto, tomando como base los pesos atómicos de los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica) . Características de las Ecuaciones Químicas:

Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos.

Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente.

El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.

II.- Reacciones Químicas:

Definición: Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambio es más fácil entre sustancias líquidas o gaseosas, o en solución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos reaccionantes.

También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen sustancias distintas a las que les dan origen.

Características o Evidencias de una Reacción Química:

Formación de precipitados. Formación de gases acompañados de cambios de temperatura. Desprendimiento de luz y de energía.

Reglas:

En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones) No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren

simultáneamente. No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los

productos obtenidos. Ej. :

Na3N + 3H2O 3 NaOH + NH3

Tipos de Reacciones Químicas :

A) De acuerdo a las sustancias reaccionantes: Reacciones de composición, adición o síntesis:

Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor masa molecular:

Ej. :

Reacciones de descomposición: Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras más sencillas:

Ej. :

Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica. Reacciones de simple sustitución:

Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes. Ej. :

.

Reacciones de doble sustitución : También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando

hay intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias. * Se presentan cuando las sustancias reaccionantes están en estado iónico por encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad, para formar sustancias que permanecen estables en el medio reaccionante:

Ej. :

Reacciones Reversibles: Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos.

Ej. :

Reacciones Irreversibles: Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los

reactivos iniciales.

Ej. :

Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente irreversible.

B) De acuerdo a su energía: En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta como luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la energía que se libera o absorbe.

Reacciones Exotérmicas :Cuando al producirse, hay desprendimiento o se liberade calor.

Ej. :

Reacciones Endotérmicas : Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo.

Ej. :

La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por consiguiente:

En una reacción exotérmica la entalpía es negativa. En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción

o entalpía (H) por consiguiente:

En una reacción exotérmica la entalpía es negativa. En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.

C) Reacciones Especiales : Reacción de Haber:

Permite obtener el amoniaco partiendo del hidrógeno y nitrógeno¨

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Reacción Termoquímica :En estas reacciones se indica la presión, temperatura y estado físico de las

sustancias:

Reacción de Combustión: En estas reacciones, el oxígeno se combina con una sustancia combustible y como consecuencia se desprende calor y/o luz. Las sustancias orgánicas puede presentar reacciones de combustión completas o incompletas:

R. Completa: Cuando se forma como producto final CO2 y H2O (en caso de sustancias orgánicas)

Ej. :

R. Incompleta: Cuando el oxígeno no es suficiente, se produce CO y H2O, aunque muchas veces se produce carbón.

Reacción Catalítica: Se acelera por la intervención de sustancias llamadas catalizadores que permanecen inalterables al final de la reacción.

Catalizador: Sustancia que acelera la reacción. No reacciona. Se recupera todo

Ej. :

Reacción REDOX: Reacciones en donde hay variación de los estados de oxidación de las sustancias por transferencia de electrones.

Reacción de Neutralización: Consiste en la reacción de un ácido con una base.

III.- Balanceo de Ecuaciones Químicas:

Definición: Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de átomos, iones o moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de conservación de la masa.

Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción química. No deben confundirse con los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya que estos indican el número de átomos que conforman la sustancia. Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.

Para balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente:

Conocer las sustancias reaccionantes y productos. Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula. Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden. El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente forman agua

(sustancia de relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se realiza en solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de cristalización.

Ej. :

2 H2SO4

Significa:

Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles) En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro

átomos de oxígeno. Métodos para Balancear Ecuaciones:

Tenemos diferentes métodos que se utilizan según convengan, de acuerdo al tipo de reacción, las cuales pueden ocurrir:

Sin cambio de estados de oxidación en ningún elemento reaccionante: 1) Ensayo y Error o Tanteo.2) Mínimo Común Múltiplo.3) Coeficientes Indeterminados o Algebraico.

Algunos elementos cambian su valencia:4) REDOX5) Ion Electrón o Semirreacción: En medio ácido y básico.

1. - Balance por Tanteo :

Se emplea para balancear ecuaciones sencillas. Se realiza al “cálculo” tratando de igualar ambos miembros. Para ello utilizaremos el siguiente ejemplo:

Balancear:

N2 + H2 NH3

Identificamos las sustancias que intervienen en la reacción. En este caso el nitrógeno y el hidrógeno para obtener amoniaco.

Se verifica si la ecuación está balanceada o no. En este caso notamos que ambos miembros no tienen la misma cantidad de átomos, por lo tanto no está balanceada.

Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas o símbolos que los necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente en menos sustancias:

Primero balanceamos el nitrógeno:

N2 + H2 2 NH3

El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el hidrógeno:

N2 + 3 H2 2 NH3.

Si un coeficiente no es entero, entonces debe multiplicar todos por el mayor de los denominadores. En este caso no ocurre.

Como es un tanteo, debe recordar que las reglas indicadas, son recomendaciones. Aún así, para cualquier ejercicio, empiece usted, por donde desee pero tomando como parámetro que el número de átomos de este elemento está definido en uno de los miembros.

Balancear:

Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O

Primero balanceamos el metal aluminio:

2 Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O

Luego seguimos con el azufre:

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O

Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balanceado automáticamente:

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O

EJERCICIOS

Balancear por Tanteo :

1. Fe + HCl FeCl3 + H2

2. H2SO4 + Ca3 (PO4 )2 CaSO4 + H3PO4

3. CO2 + H2O C6H12O6 + O6

4. C3H8 + O2 CO2 + H2O

5. CaCO3 CaO + CO2

2 - Balance por el Mínimo Común Múltiplo:

Veamos el siguiente ejemplo:

Balancear:

H2SO4 + Ca3(PO4 )2 CaSO4 + H3PO4

Se obtiene el número total de oxidación de los radicales halogénicos: (SO4)2- = 2 ; (PO4)2

3- = 6 ; (PO4)3- = 3

Se escriben los números de oxidación totales de los radicales, debajo de cada compuesto que los contiene:

H2SO4 + Ca3(PO4 )2 CaSO4 + H3PO4

2 6 2 3

Se halla el MCM de los números que indican los estados de oxidación, en este caso el MCM es 6; luego se divide entre cada uno de ellos:

6/2 = 3 ; 6/6 = 1 ; 6/2 = 3 ; 6/3 = 2

Estos cocientes son los correspondientes coeficientes de los compuestos de la ecuación, así :

3 H2SO4 + Ca3(PO4 )2 3 CaSO4 + 2 H3PO4

Balancear:

AlCl3 + KOH Al(OH)3 + KCl

Escribimos los números de oxidación de los radicales halogénicos y básicos: Cl31- = 3 ; (OH)1- ; (OH)3- = 3 ; Cl1- = 1

Entonces: AlCl3 + KOH Al(OH)3 + KCl

3 1 3 1

Como el MCM es 3, dividiendo obtenemos: 1 ; 3 ; 1 ; 3. Luego la ecuación balanceada será:

AlCl3 + 3 KOH Al(OH)3 + 3 KCl

EJERCICIOSBalancear por el Mínimo Común Múltiplo:

1. FeCl3 + K4 [ Fe(CN)6 ] Fe4 Fe(CN)63 + HCl

2. H2SO4 + AlCl3 Al2(SO4)3 + HCl

3. CuCl2 + H2S CuS + HCl

4. Cu(NO3)2 + H2SO4 HNO3 + CuSO4

5. KClO3 KCl + O2

3. - Balance por Coeficiente Indeterminados.

Denominado también método algebraico. Se trata de un método verdaderamente algebraico que se utiliza para balancear cualquier ecuación química. Las reglas para su aplicación las veremos con el siguiente ejemplo:

Balancear:

KOH + Cl2 ClK + KClO3 + H2O

Se asignan coeficientes literales a cada uno de los elementos o compuestos presentes, así:

a KOH + b Cl2 c ClK + d KClO3 + e H2O

Se igualan las cantidades de las sustancias reactantes con las sustancias del producto, mediante sus coeficientes, resultando una cantidad de ecuaciones equivalente a la cantidad de variables literales; así:

K a = c + d (1)

H a = 2e (3)

O a = 3d + e (2)

Cl 2b = c + d (4)

Si faltara una ecuación, se da un valor numérico a una sola de las variables; si faltaran dos variables, se asignarían dos valores para dos variables. En este caso, se escoge la ecuación más simple y se le asigna un valor numérico a una incógnita; es aconsejable darle el valor 1, así:

En (3) e =1 ; luego a = 2e a = 2

Substituyendo valores en (2)

2 = 3d + 1 2 – 1 = 3d 1 = 3d d = 1/3

Substituyendo valores e (1)

2 = C + 1/3 C = 5/3C

Substituyendo valores en (4)

2b = 5/3 +1/3 2b = 6/3 b = 2/2 b = 1

Cuando hay valores fraccionarios se prefiere eliminar los denominadores, multiplicando por el denominador apropiado ( en este caso por 3) :

e = 1 * 3 = 3

a = 2 * 3 = 6

d = 1/3 * 3 = 1

c = 5/3 * 3 = 5

b = 1 * 3 = 3

La ecuación balanceada será :

6 KOH + 3 Cl2 5 ClK + KClO3 + 3 H2O

Balancear:

K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O

Escribimos los coeficientes incógnita:

a K2Cr2O7 + b HCl c KCl + d CrCl3 + e Cl2 + f H2O

Igualamos las cantidades de las sustancias en ambos miembros:

K 2 a = c (1)

Cr 2a = d (2)

O 7a = f (3)

Cl b = c + 3d + 2 e (4) H b = 2f (5)

Reemplazando valores se tiene:

Si a = 1 c = 2 (en 1),

d = 2 (en 2) ;

f = 7 ( en 3);

b = 14 ( en 5);

e = 3 ( en 4)

Escribimos los coeficientes encontrados:

2.- Ca3(PO4)2 + H2SO4 + H2O Ca(H2PO4)2 + CaSO4. 2H2O

K2Cr2O7 + 14 HCl 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O

EJERCICIOSBalancear por Coeficientes Indeterminados:

1. H2SO4 + HBr SO2 + H2O + Br2

3. H2 SO4 + NaCl + MnO2 H2O + NaHSO4 + MnSO4 + Cl2

4. HgS + HCl +HNO3 H2HgCl4 + NO + S + H2O

5. I2 + HNO3 HIO3 + NO + S + H2O

4. - Balance REDOX.

Recordemos:

Oxidación: Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos pierde electrones. En una ecuación química se nota por el aumento algebraico en su estado de oxidación. Ej. :

Al0 Al 3+

Reducción: Cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana electrones. En una ecuación química se distingue por la disminución en su estado de oxidación. Ej. :

Fe2+ Fe0

* Cada salto equivale a un electrón.

Ej. : Si el Al cambia su estado de oxidación de 0 a 3+, significa que ha perdido tres electrones. En cambio el Fe, que ha variado de 2+ a 0, ha ganado dos electrones.

En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. El número de electrones ganado por un átomo o grupo de átomos, es perdido por otro átomo o grupo de átomos. En estas reacciones NO hay producción ni consumo de electrones, sólo hay transferencia.

Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman reductores.

Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan oxidantes.

El número de oxidación, representa el estado de oxidación de un átomo. Permite determinar la cantidad de electrones ganados o perdidos en un cambio químico por un átomo, una molécula o un ión. Se determina de la siguiente manera:

Los iones simples como Na+ , Ca2+ , S2-, etc. , tienen un número de oxidación idéntico a su carga ( 1+, 2+, 2-), respectivamente.

Los átomos o moléculas de los elementos libres Fe, Cu, O, P4, Cl2, etc. , tienen número de oxidación 0 (cero), pues no han perdido ni ganado electrones.

En diferentes compuestos el H y el O tienen número de oxidación 1+ y 2- respectivamente, excepto en los casos en que el hidrógeno forma parte de los hidruros (NaH, LiH...) y el oxígeno forma peróxidos (H2O2...) en ambos casos exhiben número de oxidación 1-; o cuando reacciona con el fluor.

El número de oxidación de otros átomos en moléculas o iones complejos, se establece así: El número de oxidación de los elementos conocidos como el hidrógeno y oxígeno, se

escriben en la parte superior en los lugares respectivos. Se multiplica luego por el número de átomos (2*4, 1*2) y los productos se escriben en la parte inferior. La suma total de los números de oxidación de los iones complejos es igual a la carga del ion. En una molécula neutra la suma total es cero; por lo tanto, el número de oxidación del átomo problema se calcula así:

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

2 + X + 8- = 0

X = 8 – 2

X = 6

El número encontrado se divide entre el número de átomos problema ( 6/1) y el resultado es el número de oxidación buscado( en este caso del azufre):

Para saber si un átomo gana o pierde electrones de manera directa se puede tomar como referencia los signos (+) ganancia y (-) pérdida de electrones, para luego plantear la siguiente operación:

Entonces:

Ej. :

Pierde seis electrones, entonces hay una oxidación.

Luego:

Estos cálculos que parecen engorrosos y una pérdida de tiempo se pueden realizar mentalmente, facilitando todo el trabajo. Ej. :

Balancear:

Al2 O3 + C + Cl2 CO + AlCl3

Se determinan los números de oxidación para determinar cambios:

Al23+ O3

2- + C0 + Cl20

C2+O2- + Al3+Cl31-

Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al cambio del número de oxidación:

Se procede a escribir las ecuaciones iónicas:

Se multiplica en las ecuaciones el número de electrones por coeficientes adecuados para que el total de electrones perdidos sea igual al número de electrones ganados:

Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual:

Al2 O3 + 3 C + 3 Cl2 3 CO + 2 AlCl3

Se concluye el balanceo por tanteo. En el ejemplo como la ecuación ya quedó balanceada, no es necesario este proceso.

(Nota: Hay modificaciones según los diversos autores)

Balancear:

CrI3 + Cl2 + NaOH Na2CrO4 + Na I O4 + NaCl + H2O

(Podemos obviar varios pasos):

En este caso especial tres átomos cambian su valencia:

Sumamos las ecuaciones (1 ) y (3 ) para hacer una sola ecuación de oxidación:

Igualamos la cantidad de electrones multiplicando por los factores respectivos: (Por 2 la ec. 4 y por 27 la ec. 5)

Se puede establecer una ecuación básica sumando:

2 CrI3 + 27 Cl2 + ¿ NaOH Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + ¿ H2O

Completando:

2 CrI3 + 27 Cl2 + 64NaOH 2Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + 32H2O

(Verificar)

El proceso de oxidación-reducción NO ocurre en las ecuaciones de metátesis. Ej:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

EJERCICIOSBalancear por REDOX:

1. Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

2. NaClO3 + K2SnO2 NaCl + K2SnO3

3. FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2

4. Zn + NaNO3 + NaOH Na2ZnO2 + NH3 + H2O

5. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 MnSO4 + O2 + K2SO4

5.- Balance por Ión Electrón.

Normas Generales:

En este método, cada proceso se plantea por una reacción parcial o semirreacción formada por las sustancias que se oxidan o se reducen. Cada una de ellas se balancea de dos maneras: Balance de masa (nº de átomos) y balance de carga (nº de electrones) utilizándose para ello, coeficientes. La suma algebraica del número de electrones en las semirreacciones es cero y la suma de las masas equivale ala ecuación total.

Se suman algebraicamente las dos semirreacciones, eliminándose por cancelación, los términos que representan electrones y en algunos casos molécula o iones.

Se introducen los coeficientes en la ecuación balanceada y luego se ajustan por tanteo los coeficientes de las especies que no han variado su estado de oxidación.

Se considera que no se ionizan: Los elementos en estado libre (átomos o moléculas) y los óxidos y sustancias covalentes.

Se presentan dos casos de balanceo por el método del ion electrón: En medio ácido y en medio básico:

a. En Medio Ácido : Se debe tener en cuenta además de las normas generales, las siguientes:

El balance de masa en las semirreacciones se ejecuta así: Añadiendo, donde hay defecto de oxígeno, el mismo número de moléculas de agua; y, en el otro miembro de la ecuación se colocan iones H+ o protones en un número igual al de átomos de hidrógeno existentes en las moles de agua añadidas.

Cuando el H2O2 actúa como oxidante forma agua:

H2O2 + 2H+ + 2e- 2H2O

Cuando el H2O2 actúa como reductor libera oxígeno:

H2O2 + 2(OH)- 2H2O + O2 + 2e

Balancear:

Zn + HNO3 NO + Zn(NO3)2 + H2O

Escribimos los números de oxidación, e identificamos los cambios:

Planteamos las semirreacciones:

Zn0 → Zn2+

(NO3)- → NO0

Realizamos el balance de masa:

Zn0 → Zn2

(NO3)- + 4H+ NO0 + 2H2O

Ahora balanceamos la carga:

Zn0 → Zn2+ + 2e-

(NO3)- + 4H+ + 3e- NO0 + 2H2O

Igualamos el número de electrones:

Sumamos algebraicamente:

Introducimos los coeficientes encontrados y ajustamos:

Balanceamos los elementos que no han variado (en este caso no es necesario):

3 Zn + 8 HNO3 3 Zn(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

(Verificar)

El zinc se ha oxidado y es el reductor.El ácido nítrico se ha reducido y es el oxidante.

Balancear: MnO2 + HCl Cl2 + MnCl2 + H2O

Escribimos los números de oxidación y elaboramos las semirreacciones:

(Verificar)

El HCl se ha oxidado y es el reductor.El MnO2 se ha reducido y es el oxidante.

Balancear:

*Notamos que el nitrógeno no está balanceado ni el hidrógeno, debido a ello lo hacemos por tanteo:

2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2 H2O

Otra forma de plantear una ecuación es en forma iónica:

(MnO)1- + S2- + H+ → MnO2 + S0 +H2O

EJERCICIOSBalancear por Ion Electrón : Medio Ácido:

1. KMnO4 + H2S + HCl → MnCl2 + S + KCl + H2O

2. Br2 + SO2 + H2O → HBr + H2SO4

3. HNO3 + H2S → NO + S + H2O

4. Ca(ClO)2 + KI + HCl → I + CaCl2 + H2O + KCl

5. KCl + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2

b. Medio Básico : También se debe tener en cuenta las orientaciones generales, además de las

siguientes:

Para igualar la masa: Donde hay mayor número de oxígeno se añade igual número de agua (moles); en el otro miembro se coloca el doble de la cantidad de iones (OH)1- en relación con el número de moles de agua. Ej. :

Balancear:

Bi2O3 + NaClO + NaOH NaBiO3 + NaCl + H2O

Escribimos sus estados de oxidación e identificamos los cambios sufridos:

Planteamos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las cargas:

Igualamos y luego sumamos:

Introducimos coeficientes:

Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O

En este caso no es necesario complementar con balance por tanteo.

Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O

El Bi2O3 se ha oxidado y es el reductor.

El NaClO se ha reducido y es el oxidante.Balancear: NH3 + Na2Cr O4 + H2O + NaCl NaNO3 + CrCl3 + NaOH

Escribimos los estados de oxidación e identificamos los cambios:

Escribimos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las cargas:

N3+H3 + 6(OH) (NO3)1- + 3 H2O + 8e- (exceso de H)! (CrO4)2- + 4H2O + 3e- Cr3+

+ 8(OH)1-

Si después de haber ajustado el número de oxígenos resulta un exceso de hidrógeno, se aumentará un número equivalente de grupos (OH) al exceso y en el otro miembro se escribirán igual número de moles de agua. Este exceso puede existir en el mismo miembro de los (OH) y se sumará; pero si está presente en el otro miembro se restará. Si existiese un exceso de H y O en el mismo miembro, puede escribir un (OH) en el otro miembro, por cada pareja de H y O en exceso, así:

Igualamos y luego sumamos:

Finalmente colocamos los coeficientes respectivos en la ecuación y notamos que el NaCl no tiene coeficiente conocido:

3 NH3 + 8 Na2Cr O4 + 14 H2O + X NaCl 3NaNO3 + 8 CrCl3 + 37NaOH

Balanceamos por tanteo (consideramos el número de Cl = 24):

3 NH3 + 8 Na2Cr O4 + 14 H2O + 24 NaCl 3NaNO3 + 8 CrCl3 + 37NaOH

EJERCICIOSBalancear por Ion Electrón: Medio Básico:

1. Zn + NaNO3 + NaOH Na2(ZnO2) + NH3 + H2O

2. KMnO4 + NH3 KNO3 + MnO2 + KOH + H2O

3. Fe(OH)2 + O2 + H2O Fe(OH)3

4. Ag2SO3 + AgBr + H2O

IV.-BIBLIOGRAFÍADEAN, J.A

1990

Lange manual de química-McGraw Hill-México.

DIAZ ALFARO, Blanca

1993

Química en educación secundaria. PRONAMEC.MED-Lima.

GOÑI GALARZA, J. Química general. Curso práctico de teoría y problemas. IngenieríaE.I.R.L-Lima.

MASTERTON- SLOWINSKI-STANITSKI

1989

Química general superior. McGraw Hill-México

MASTERTON, William L.

1998

Química General Superior. Impresos Roef. S.A. México

LAFITTE, Marc

1997

Curso de Química InorgánicaEdit. Alambra Barcelona – España

SEVERIANO HERRERA, V. y Otros

1984

Química. Tomo I y II. Edic. Norma S.A. Bogotá.

Por: José del C. Mondragón Córdova.

ciencias_naturales_sullana@hotmail.com

Uno de los métodos de balance más usados es el método por tanteo, sin embargo muchas veces no resulta tan simple de aplicar. El método algebraico plantea ecuaciones para hallar los coeficientes estequeométricos.

a MnO2  + b HCl →  c MnCl2 + d Cl2 + e H2O

a, b, c, d y e son los coeficientes estequeométricos  a hallar.

Se plantean ecuaciones igualando el número de átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos.

Mn:  a = c

O:  2 a = e

H: b = 2 e

Cl: b = 2 c + 2 d

Para resolverlos se asigna el valor 1 a uno de los coeficientes, por ejemplo a.

Se tiene: 1 = a = c

2 . 1 = 2 = e       e =2

2 . 2 = 4 = b       b=4

Por último se despeja d y se tiene:

b – 2c / 2 = d          reemplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 – 2 / 2 = 1

d=1

Puede entonces plantearse la reacción:

1MnO2  + 4 HCl →  1MnCl2 + 1 Cl2 + 2 H2OSi se verifica con el balance de los átomos se tiene:Mn 1átomo en reactivos y productosO   2 átomos en reactivos y productosH   4 átomos en reactivos y productosCl  4 átomos en reactivos y productos

Balanceo De Ecuaciones Químicas

Por Metodo Algebraico

>Algebraico

El método de balanceo algebraico es muy distinto al método de tanteo, ya que éste es recomendable para ecuaciones largas. A muchos no les gusta el lenguaje algebraico pues son MATEMATICAS pero si es necesario aprenderlo si quieres pasar la materia no? XD.

En fin, ahora te lo explicaré con detalle.

Como puedes ver en esta ecuacion, he colocado como literales letras del alfabeto las cuales nos servirán para hacer nuestras ecuaciones más adelante. Lo primero que debes hacer es ver qué literales tiene cada elemento tanto en los reactivos como en los productos, y hacer una ecuacion con ellas, por ejemplo; 'Na' tiene el literal 'a' en reactivos y 'c' en producto y esto quedaría como que a=c, y esta sería nuestra primera ecuacion, en caso de que el elemento tenga un subíndice éste se multiplica con el coeficiente, mira

la tabla siguiente.

Como puedes ver la primera ecuación señalada con verde es la anterior que acabo de explicar, la segunda ecuación es la del elemento 'Cl' donde la ecuacion resulta igual a la anterior ya que se encuentran dentro de la misma molecula, tanto en reactivos como en productos, pero todo cambia en la ecuacion tres con el elemento 'K' pues tanto en reactivos como en productos tiene el subíndice 2, solo que con literal diferente.

También puedes notar que en la ecuación 5 del 'O' se encuentran sumando el 3a y el 2b, esto es porque en la ecuacion tenemos varios átomos de oxígeno en diferentes moléculas.

Ahora el siguiente paso es; suponer el valor de 1 a una literal. (Se recomienda elegir la literal que más se repite en todas las ecuaciones) Para este caso yo elegí la literal 'a' que se repite en tres de las cinco ecuaciones.

Una vez que suponemos el valor de 1 a una literal, podemos sustituir el valor de la literal en nuestras ecuaciones anteriores y así poder resolverlas. Ejemplo, en a=c, 1=c pues solo se sustituye 'a' por 1.

Puedes encontrarte con algo complicado como la ecuacion 3a+2b=3d tú no tienes el valor de 'b' ni de 'd', pero tienes otra ecuacion 2b=2d, que nos esta diciendo que 2b es igual a 2d, entonces solo sustituye a 2b por 2d en la primera ecuacion, quedando

así 3a+2d=3d y como tú ya sabes el valor de 'a' que es 1 despeja 'd' para saber su valor, al final debe quedarte así:

El ultimo paso es sustituir en tu ecuacion química las literales por los valores numéricos que resultaron, si la literal es igual a 1 no es necesario colocarlo, y comprueba si realmente la ecuacion quedó balanceada:

La ecuacion a quedado balanceada, pues hay la misma cantidad de átomos del elemento tanto en los reactivos como en los productos.

EJERCICIOS:

Balanceo De Ecuaciones Químicas

Por Método Redox

>REDOX Este método te será muy útil sí sabes manejarlo bien, quizá se te haga algo confuso pero repásalo hasta que te quede claro, muchos compañeros prefieren este método al algebraico, aunque también en éste necesitas un poco de matemáticas, para este método necesitarás saber el número de oxidación del elemento así que, te recomiendo tener una tabla periódica a la mano.

Primero hay que saber las REGLAS MÉTODO REDOX:

1-La suma de sus cargas + y - en la formula debe ser = a cero.2-El 'H' tiene como valencia 1 excepto en hidruros -1.3-El 'O' tiene valencia -2 excepto en peróxidos -1.4-Todo elemento que no se a combinado su valencia será cero.5-Todos los metales del grupo I y II tienen valencia +1 y +2.

Con esto ya visto, lo siguiente es verificar que la suma de las cargas + y - de cada molécula den cero.

Para hacer esto tu debes multiplicar el subíndice de elemento por su número de oxidación, y sumar el resultado con el resto de los elementos, tomando en cuenta los signos, mira el siguiente ejemplo:

Como puedes ver, yo les señalé el número de oxidación a cada elemento como superíndice, si tu multiplicas el número de oxidación por el subíndice de cada elemento, obtendrás esto, +1+5-6 lo siguiente es sumarlos, y te da cero. Esto se tiene que hacer con todas las moléculas de la ecuación, tanto en los reactivos como en los productos.

Ten mucho cuidado al colocar los números de oxidación, ya que puedes encontrarte con un PERÓXIDO, te mostraré qué es un peróxido:

Si tu revisas

en tu tabla periódica el número de oxidación del oxígeno es -2 pero cuando es un PERÓXIDO su número de oxidación será -1, tu te darás cuenta cuando es un peróxido porque encontrarás que el 'O' tendrá un dos como subíndice y el metal que esté a su lado también lo tendrá.

Muy bien, una vez teniendo en cuenta todos estos conceptos comencemos a balancear nuestra ecuación.

Es una ecuación grande, y he señalado con amarillo los números de oxidación de cada elemento, y no olvides nuestro objetivo, encontrar los coeficiente faltantes para balancear la ecuación.

Yo ya he verificado que la suma de las cargas den cero, pero de igual forma puedes hacerlo tu también.

El siguiente paso es ver, qué elementos cambian de número de oxidacion del lado de los productos, que en este caso serían el 'Sn' y el 'Cl', ahora te mostraré una regla que nos será muy útil.

Esta regla nos servirá para saber que sucede con el elemento, si se reduce o se oxida, por ejemplo el 'Sn' en los reactivos tiene como número de oxidación el +2 y en los productos el +4 si tu te posicionas en la regla anterior en el +2 y pasas hasta el +4 notarás que el elemento se oxida y pierde 2 electrones. Tu debes de colocar tus elementos así:

Debes de colocar el elemento con su número de oxidación en los reactivos, los electrones que ganaron o perdieron y el elemento con su número de oxidación en los productos, en en caso del 'Cl' se reduce y gana 6 electrones, ya que pasa del +5 al -1.

Lo siguiente que hay que hacer es hacer una multiplicación cruzada:

El número de electrones que gana el 'Cl' se multiplica por toda la ecuación del 'Sn' y el número de electrones que pierde el 'Sn' se multiplican por toda la ecuación del 'Cl', quedándonos así:

En toda ecuación deben de quedarte iguales los números de los electrones que se ganan o se pierden para poder eliminarlos, en este caso eliminamos los '12' ya que son iguales y tiene signos diferentes, lo siguiente es colocar todo en una misma ecuación lineal, solo súmale el 'Cl' al 'Sn' así:

Como puedes observar en la imagen anterior, coloco los coeficientes en la ecuación original, y como lo hago..? mira bien en qué formula se encuentra el 'Cl' y le colocas el coeficiente al principio, lo mismo para el 'Sn'.

Ahora lo que faltaría es verificar si realmente nuestra ecuación quedó Balanceada, de la misma forma que en los métodos anteriores, multiplica el coeficiente por el subíndice de cada elemento, y debe de darte el mismo resultado tanto en los reactivos como en los productos.

EJERCICIOS

Reacción y Ecuación Química

¿QUÉ ES UNA REACCIÓN QUÍMICA?

Es tan sencillo como decir que, es la unión, mezcla o reacción de dos o más sustancias, obteniendo otras nuevas. Y si tu maestro te sale con un choronoonon no te confundas, es así de sencillo, la unión, mezcla o reacción de dos o más sustancias, obteniendo otras nueva.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

SÍNTESIS:

Cuando dos o más reactivos, forman una única sustancia:

DESCOMPOSICION: Una única sustancia se descompone en otras más sencillas, al calentarla o mediante electrolitos:

SIMPLE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCION: Un elemento desaloja a otro de un compuesto y lo deja libre:

DOBLE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN: Los átomos de dos sustancias intercambian sus posiciones originando dos compuestos nuevos:

¿QUÉ ES UNA ECUACIÓN QUÍMICA? Es la representación simbólica de las reacciones químicas.

SIMBOLOGÍA DE LAS ECUACIONES:

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA:

“En toda reacción química la masa se conserva, es decir la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos”