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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
H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
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
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
Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
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:
En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos
El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1
El Oxigeno casi siempre trabaja con -2
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
A = 2E
Cl) A = C + 2D + 2F
B = C
Mn) 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
Una ecuación química es una representación teórica o escrita de lo que ocurre durante una reacción química. La ley de la conservación de la masa afirma que los átomos no pueden ser creados ni destruidos durante una reacción química, por lo que el numero de átomos presentes en los reactivos tienen que ser igual al numero de átomos presentes en el producto. Sigue esta guía para aprender a balancear ecuaciones químicas.
Pasos
1Escribe tu ecuación. Para este ejemplo, vamos a utilizar la siguiente:
C3H8 + O2 --> H2O + CO2
2Anota el numero de átomos que tenga cada lado de la ecuación. Observa los subíndices al lado de cada átomo para encontrar el numero de átomos en la ecuación.
Átomos del lado izquierdo: 3 de carbono, 8 de hidrogeno y 2 de oxigeno.
Átomos del lado derecho: 1 de carbono, 2 de hidrogeno y 3 de oxigeno.
3Siempre deja el hidrogeno y oxigeno hasta el final. Esto significa que necesitas balancear los átomos de carbono primero.
4Agrega un coeficiente al átomo de carbono que se encuentra en el lado derecho de la ecuación para balancearlo con los 3 átomos de carbono del lado izquierdo de la ecuación.
C3H8 + O2 --> H2O + 3CO2
El coeficiente de 3 que agregamos en frente del carbono del lado derecho indica los 3 átomos de carbono que tiene el subíndice 3 del carbono que se encuentra del lado izquierdo de la ecuación.
En una ecuación química, puedes cambiar los coeficientes, pero nunca debes de modificar los subíndices.
5Ahora balancea los átomos de hidrogeno. Tienes 8 átomos del loado izquierdo, por lo que necesitas 8 del lado derecho.
C3H8 + O2 --> 4H2O + 3CO2
En el lado derecho, añadimos un 4 como coeficiente porque el subíndice muestra que ya tenemos 2 átomos de hidrogeno.
Cuando multipliques el coeficiente de 4 por el subíndice 2, obtendrás los 8 átomos que estábamos buscando para balancear el hidrogeno.
6Por ultimo, balancea los átomos de oxigeno.
Debido a que añadimos un coeficientes a las moléculas del lado derecho de la ecuación, el numero de átomos del oxigeno ha cambiado. Ahora tenemos 4 átomos de oxigeno en la molécula de agua y 6 átomos de oxigeno en la molécula de dióxido de carbono. Esto hace un total de 10 átomos de oxigeno.
Añade un coeficiente de 5 a la molécula de oxigeno en el lado izquierdo de la ecuación. Ahora tenemos 10 moléculas de oxigeno en cada lado.
C3H8 + 5O2 --> 4H2O + 3CO2.
……………………….
Balanceo de ecuaciones
Química/Balanceo de ecuaciones
Balanceo de ecuaciones químicas[editar]
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la representación de un fenómeno químico. A su expresión escrita se le da el nombre de ecuación química, en la cual se expresa los reactivos a la izquierda y los productos de la reacción a la derecha, ambos separados por una flecha.
Más exactamente, a la izquierda del símbolo indicamos el contenido inicial del sistema en reacción (reactivos), y a la derecha el contenido del sistema final (productos).
Cada sustancia se representa por su fórmula química, y posteriormente debemos ajustar (equilibrar ó balancear) toda la ecuación.
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 quimicas por el método de Tanteo[editar]
El método de tanteo consiste en que los atomos de las dos ecuaciones tenga átomos de cada elemento químico en igual cantidad, aunque estén en moléculas distintas (en diferentes sustancias).
Para ello, recordaremos que...
En una molécula H2SO4 hay 2 Hidrogenos, 1 Azufre y 4 Oxigenos.
En 5 moléculas de H2SO4 habrá 10 Hidrógenos, 5 azufres y 20 Oxígenos.
Para equilibrar ecuaciones, solo se puede agregar coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se puede cambiar los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación:
agua + óxido de nitrogeno(V) = ácido nítrico
H2O + N2O5 → HNO3
Tal como se ha escrito, vemos que en el 1er. miembro hay 2 hidrógenos, mientras que en el 2º hay solo uno; a la izqda hay 2 nitrógenos y a la derecha hay uno; en el sistema inicial hay 6 oxígenos y al final solamente hay tres.
Normalmente, el ajuste se inicia con el elemento menos "frecuente", en nuestro caso el nitrógeno.
Para ajustar el nitrógeno, podemos añadir otra molécula de HNO3 en el 2º miembro:
H2O + N2O5 → HNO3 + HNO3
Al contar el número de átomos de cada tipo, veremos que es igual al principio y al final. Para evitar tener que "dibujar" las moléculas, se pone su número delante de su fórmula; aquí, se inserta un "2" delante de HNO3, y la ecuación queda equilibrada.
Veamos otro ejemplo, secuenciado:
Nos piden ajustar el siguiente proceso químico: Cuando el sulfuro de hidrógeno reacciona con aluminio metálico, se produce sulfuro de aluminio y se desprende hidrógeno gaseoso.
¡Es muy importante escribir correctamente la fórmulas químicas de las sustancias indicadas!
H2S + Al → Al2S3 + H2
Empezamos por equilibrar el aluminio:
H2S + 2 Al → Al2S3 + H2
Continuamos con el azufre:
3 H2S + 2 Al → Al2S3 + H2
Y por último, el hidrógeno:
3 H2S + 2 Al → Al2S3 + 3 H2
Existe otro método de igualación, que se conoce como coeficientes indeterminados. Usemos como ejemplo esta misma reacción. En la aplicación, se asigna a cada sustancia una letra como coeficiente:
A H2S + B Al → C Al2S3 + D H2
A continuación construimos una ecuación para cada elemento presente, usando los subíndices y la ley de conservación de la masa:
Para el H : 2 A = 2 D
Para el aluminio : B = 2 C
Para el azufre : A = 3 C
Hemos conseguido tres ecuaciones, porque hay tres elementos químicos distintos.
Después, se asigna una valor numérico al coeficiente que se desee. Por ejemplo, demos a A el valor "1". Entonces, según la 1ª ecuación, D también valdrá "1" y C valdrá "1/3".
Con ello, B tendrá un valor de "2/3".
Según esto, la ecuación quedará como...
1 H2S + 2/3 Al → 1/3 Al2S3 + 1 H2
Para evitar el uso de coeficientes fraccionarios, se multiplica todo por "3", con lo cual la reacción vuelve a quedar como...
3 H2 + 2 Al → Al2S3 + 3 H2
Metodo de Redox[editar]
Existen reacciones complejas, especialmente dificiles de ajustar por estos métodos. Un ejemplo particular son los llamados procesos redox, donde una especie química gana electrones (se reduce) mientras otra pierde electrones (se oxida).
En una reaccion donde un elemento se oxida (reductor, pierde electrones) otro elemento se reduce (oxidante, gana electrones).
Para balancear este tipo de ecuaciones hay varios métodos especiales, basados en el uso del llamado número de oxidación (en adelante NO), que es un número no real, que nos indica la carga de un átomo -dentro de una molécula-, imaginando que todos los enlaces de ésta fuesen iónicos. Para calcularlo, hay que aplicar ciertas reglas:
1) Para un elemento no combinado, vale cero.
2) Para un ión monoatómico, es la propia carga del ión.
3) Para el hidrógeno combinado vale +1, excepto en hidruros metálicos (donde vale -1).
4) Para el oxígeno combinado es -2, excepto en los peróxidos, en cuyo caso es -1.
5) En un compuesto covalente sin H ni O, se aplica NO negativo al elemento más electronegativo (consultar concepto de electronegatividad)
6) En un ión poliatómico, la suma de los NO es igual a la carga del ión.
7) Si se trata de una molécula, la suma de los NO vale cero.
Nosotros indicaremos el NO de cada elemento como un número en rojo.
Por vía de ejemplo vamos a calcular el número de oxidación del azufre (S) en la molécula de sulfato ferroso.
El sulfato ferroso tiene la fórmula FeSO4 donde existen dos iones: el ión ferroso, Fe+++ y el ión sulfato, (SO4)=.
El S está incluído dentro de un ión poliatómico, el ión sulfato. Por tanto, podemos aplicar la regla nº 6, apoyándonos en la regla nº 4. Así tendríamos que...
1.(x) + 4.(-2) = -2
Lo que nos deja: x + 4(-2) = -2
Y esto nos da un valor de x = +6
No obstante, el cálculo también se podría hacer con la regla nº 7, y apoyándonos en la regla nº 2 (recordando que la valencia del ión ferroso es (+2)):
Para el FeSO4, se tendrá que...
1.(+2) + 1.(x) + 4.(-2) = 0
Que queda como... +2 + x + 4.(-2) = 0
Y de nuevo, x = +6
Veamos otro ejemplo algo más complicado: Nos piden el NO del cromo en el dicromato potásico, K2Cr2O7.
Podemos aplicar la regla nº 7, sabiendo que el potasio, K, tiene valencia +1:
2.(+1) + 2.(x) + 7.(-2) = 0
Por lo cual,
2 + 2.x - 14 = 0 y el resultado es x = +6
Un caso especial es el cálculo del NO del nitrógeno en el nitrato amónico.
Aquí se presenta una complejidad, puesto que esta sustancia tiene por fórmula NH4NO3. Pero debemos pensar que, al ser una sal, contiene dos iones: el amonio, (NH4)+, y el nitrato, (NO3)-.
En el primero, x + 4.(+1) = +1
x = +1 - 4 = -3
En el segundo ión, x + 3.(-2) = -1
x = -1 + 6 = +5
Es decir, que el nitrógeno, en el nitrato amónico, al estar en dos iones distintos, presenta dos "estados de oxidación" diferentes.
Una vez sabido el número de oxidación, se puede usar el método de ajuste conocido como método del ión-electrón, sobre todo para reacciones en disolución acuosa, porque presenta varias ventajas: se puede operar solo con iones, da cierta idea del grado de acidez del fenómeno, indica si el sistema se diluye ó no...
De nuevo hay una serie de reglas, que en este caso deben aplicarse correlativamente:
1). Se hallan los NO cambiantes.
2). Se escriben los iones donde estén los elementos cambiantes (o las moléculas, si no hay iones), haciendo dos semirreacciones, una de oxidación y otra para la reducción.
3). Igualamos, en cada miembro de las semirreacciones, el número de átomos del elemento cambiante.
4). Se expresa el cambio del NO, siempre sumando electrones, y teniendo en cuenta el número de átomos.
5). Se igualan cargas eléctricas en ambos miembros...
A) En medio ácido se hace con iones H+
En medio alcalino, se hace con iones (OH)-
6). Igualamos la cantidad de H, sumando moléculas H2O en el miembro deficitario.
7). Multiplicamos por los números necesarios para simplificar los electrones al sumar las dos semirreacciones.
. Se termina de ajustar el proceso total, dejando para el final los coeficientes de H+ y (OH)-
Pero lo mejor para aprender el método es realizar multitud de ejemplos. Veamos algunos...
Los iones permanganato reaccionan con los iones ferrosos, en medio ácido, produciendo una sal manganosa e iones férricos. Se pide ajustar la reacción.
El primer paso es escribir la ecuacion del fenómeno:
(MnO4)- + Fe++ + H+ → Mn++ + Fe+++
Al hallar los NO, vemos que el Mn pasa de +7 a +2, mientras que el Fe pasa de +2 a +3. Por eso escribiremos...
(Mn+7O4)- → (Mn+2)++
(Fe+2)++ → (Fe+3)+++
Se observa que el número de átomos de Mn, y de Fe, se hallan igualados en ambos miembros, por lo que saltamos el tercer paso.
Para el 4º paso, haremos...
(Mn+7O4)- + 5 e- → (Mn+2)++
(Fe+2)++ → (Fe+3)+++ + 1 e-
Hay una semirreacción de reducción (la del Mn), y otra de oxidación (porque el Fe pierde un electrón).
En el 5º paso, como el medio es ácido (¡ya lo indica el icono H+!), debemos ajustar cargas eléctricas con iones H+ :
(MnO4)- + 5 e- + 8 H+ → Mn++
Fe++ → Fe+++ + 1 e- , ¡que ya está equilibrada!
El 6º paso se refiere a hacer lo siguiente:
(MnO4)- + 5 e- + 8 H+ → Mn++ + 4 H2O
Fe++ → Fe+++ + 1 e-
Para aplicar el 7º paso, la segunda semirreacción debe multiplicarse por 5, con lo cual, al sumar ambos procesos (eliminando los electrones), queda...
(MnO4)- + 8 H+ + 5 Fe++ → Mn++ + 5 Fe+++ + 4 H2O
Así vemos que el proceso se desarrolla en un medio ácido relativamente fuerte, y que a lo largo de la reacción el sistema se diluye, porque se forma agua.
Si -posteriormente- se van a hacer cálculos estequiométricos con la reacción propuesta, conviene escribir las sustancias completas, y terminar el ajuste, aunque es posible que se deban hacer algunas mínimas modificaciones en los coeficientes.
En otro caso, el peróxido de hidrógeno reacciona con el cloruro de zinc(I), produciendo agua y cloruro de zinc(II). ¿Cuáles son los coeficientes de cada fórmula?
La ecuación es H2O2 + ZnCl → H2O + ZnCl2
Rápidamente se observa que el NO del oxígeno pasa de -1 (¡es un peróxido!) a -2, mientras que el zinc cambia de +1 a +2 (esto se sabe porque ambas sales presentan estos iones). Ni el hidrógeno ni el cloro sufren variación.
Advertimos que el NO del O se hace más negativo, (se reduce) y el NO del Zn se hace más positivo, (pierde electrones, se oxida). Así pues, escribimos:
H2O2-1 → H2O-2 y se escribe la molécula entera porque son sustancias covalentes
(Zn+1)+ → (Zn+2)++
3er. paso:
H2O2-1 → 2 H2O-2
(Zn+1)+ → (Zn+2)++
4º paso
H2O2-1 + 2 e- → 2 H2O-2 ¡porque en el peróxido hay dos O, y cada uno gana un electrón!.............REDUCCIÓN
(Zn+1)+ → (Zn+2)++ + 1 e-..........................................................OXIDACIÓN
5º paso. Como no se indica la acidez del medio, tomaremos medio ácido:
H2O2-1 + 2 e- + 2 H+ → 2 H2O-2
(Zn+1)+ → (Zn+2)++ + 1 e- ; está equilibrada
6º paso:
Como el número de H está igualado, podemos saltarnos el 6º paso.
7º paso:
Multiplicamos por 2 el proceso de oxidación y sumamos, con lo cual el número de electrones se anula (por estar en distinto miembro algebraico) y nos queda...
H2O2 + 2 H+ + 2 (Zn)+ → 2 H2O + 2 (Zn)++
8º paso:
Los coeficientes obtenidos se trasladan al proceso general:
H2O2 + 2 ZnCl + 2 H+ → 2 H2O + 2 ZnCl2
Existe una anomalía en el número de cloros. Se puede suponer que realmente los iones H+ han sido suministrados por dos moléculas de HCl, con lo que todo queda correcto:
H2O2 + 2 ZnCl + 2 HCl → 2 H2O + 2 ZnCl2
Un ejemplo más: Cuando el sulfito potásico reacciona con permanganato potásico (en medio alcalino) se produce sulfato potásico y bióxido de manganeso. Balancear la ecuación química correspondiente.
El proceso es... K2SO3 + KMnO4 → K2SO4 + MnO2
Y después de estudiar la ecuación decidimos escribirla de esta forma:
(SO3)= + (MnO4)- → (SO4)= + MnO2
ya que el ión potásico no cambia su NO y además el MnO2 es covalente.
Calculamos los NO...
El azufre S pasa de +4 a +6 y el manganeso Mn pasa de +7 a +4. Y esto se expresa así:
(S+4O3)= → (S+6O4)=
(Mn+7O4)- → Mn+4O2
Como los átomos de S y de Mn están igulados, pasaremos a ajustar los cambios de NO:
(S+4O3)= → (S+6O4)= + 2 e-...............................OXIDACION
(Mn+7O4)- + 3 e- → Mn+4O2....................REDUCCION
Podemos decir que los iones sulfito (¡en medio básico!) reducen al permanganato (ó que el permanganato oxida a los sulfitos)
Ajustamos las cargas eléctricas (¡en medio básico!)...
(SO3)= + 2 (OH)- → (SO4)= + 2 e-
(MnO4)- + 3 e- → MnO2 + 4 (OH)-
Bueno, ya estamos terminando; equilibramos la cantidad de H...
(SO3)= + 2 (OH)- → (SO4)= + 2 e- + H2O
(MnO4)- + 3 e- + 2 H2O → MnO2 + 4 (OH)-
Y ahora, para sumar y simplificar, multiplicamos la semirreacción superior por 3 y la de abajo por 2:
3 (SO3)= + 6 (OH)- → 3 (SO4)= + 6 e- + 3 H2O
2 (MnO4)- + 6 e- + 4 H2O → 2 MnO2 + 8 (OH)-
Con todo lo cual se queda así:
3 (SO3)= + 2 (MnO4)- + H2O → 3 (SO4)= + 2 MnO2 + 2 (OH)-
La ecuación ya está balanceada, pero puede interesarnos escribirla de este modo:
3 SO3K2 + 2 MnO4K + H2O → 3 SO4K2 + 2 MnO2 + 2 (OH)-
y observamos que hay una disparidad en el número de K. Bien, podemos pensar que la base utilizada ha sido hidróxido potásico, pero que aparece en el 2º miembro de la ecuación:
3 SO3K2 + 2 MnO4K + H2O → 3 SO4K2 + 2 MnO2 + 2 K(OH)
Para terminar, proponemos el ajuste de estas ecuaciones redox:
(Cr2O7)= + I- +H+ → Cr+++ + I2
HCl + SnCl2 + H2O2 → SnCl4 + H2
Antes de iniciar el balance se tiene en cuenta lo siguiente:
Determinar los diferentes numeros de oxidacion que hay en la ecuacion (tanto en los reactivos como en el producto)
En la mayoria de casos el Hidrogeno cuenta con +1 exceptuando los hidruros donde trabaja con -1
El oxigeno cuenta con -2 excepto cuando forma peroxidos (-1) y superoxidos (-1/2)
Los elementos en estado basal (es decir sin ninguna relación con otro elemento tendra carga de 0)
Cuando ya se tengan los numeros de oxidacion se realiza el siguiente proceso:
1)Comparamos cada elemento tanto en los reactivos como en el resultado y verificamos los cambios.
Fe0+O2→Fe2+3O2-2
Es decir, en la formula tenemos que: El Hierro (Fe) esta en estado basal por tanto esta en 0, al finalizar la formula queda con +3 mientras que el oxigeno tendra 0 como reactivo y en el compuesto conseguira -2. Esto significa que el Hierro se oxida mientras que el Oxigeno se reduce
2)Si el elemento como reactivo esta en estado basal (es decir con carga 0) se multiplica el numero de oxidacion o reduccion por el subíndice.
Fe= 3(estado de oxidacion)X 1(subíndice)=3 O=2(estado de oxidacion)X 2(subíndice)=4
Los resultados obtenidos se entrecruzan, es decir, si el resultado del Oxigeno es 4, pasara a hacer de coeficiente para Fe.
4Fe+3O2
te envio mas o comn eso
amor
