Balanceo de ecuaciones químicas Primero

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Estequiometria

Balanceo de ecuaciones químicasLa ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y to-dos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio.

Balanceo de Ecuaciones QuímicasDefinición: 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.

Ejemplo 2 H2SO4Significa: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.

El balanceo de ecuaciones, consiste en la determinación de los coeficientes numéricos que se deben anteponer a las fórmulas de las especies químicas participantes en una reacción química, para que se cumpla la ley de la conservación de la masa. Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las es-pecies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un co-eficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisier. Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos.

H2 + O2 → H2O Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de esta forma queda una ecuación bal-anceada.

2 H2 + O2 → 2 H2O Nota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a los subíndices y cuando el cuando el coeficiente es igual a 1 "se omite" por lo que el número de átomos es igual al subíndice.

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) Inspección.3) Mínimo Común Múltiplo.4) Coeficientes Indeterminados o Algebraico.

Algunos elementos cambian su valencia:5) REDOX6) Ion Electrón o Semirreacción: En medio ácido y básico.

Por óxido-reducción. Reglas y ejercicios

Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que apa-recen en la siguiente tabla:

Balanceo de ecuaciones cambio en electrones Cambio de número de oxidación

Oxidación Perdida Aumento

Reducción Ganancia Disminución

Agente oxidante (sustancia que se reduce) Gana Disminuye

Hilario Rodríguez Cardozo

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Balanceo de ecuaciones

Balanceo de ecuaciones cambio en electrones Cambio de número de oxidación

Agente reductor (sustancia que se oxida) Pierde Aumenta

como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.

Se conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con otro elemento), puede ser atómico como el metal (Al) , diatómico como los gases o halógenos (O2) y poliatómicos (S6) .

Como los elementos puros no están combinados se dicen que no tienen valencia, por lo que se creó el con-cepto "número de oxidación" , que para los átomos de los elementos tiene el valor de cero (0) . Es decir cuando se trata de una reacción de Redox, el número de oxidación de los átomos de los compues-tos equivale a su valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen número de oxidación cero, por ejemplo :

Na + H2O → NaOH + H2 Na0 + H+1

2O-2 → Na+1O-2H+1 + H02

El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente: (a) Se escribe la ecuación del proceso. Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de es-tos compuestos son los que varían en su número de oxidación.

Mn+4O2-2 + H+1 Cl-1 → Mn+2Cl2

-1 + Cl20 + H2

+1O-2

(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.

Mn+4 + 2e- → Mn+2

2Cl-1 + 2e- → Cl20

(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados. (d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.

MnO2 + 2HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O

(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O-

Ejemplo: Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxi-

dación

HNO3 + H2S NO + S + H20(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en

el número de oxidación de -2 en H2S a 0 en S.

H+1 N+5 O2-2 + H2

+1S-2 N+2 O-2 + S0 + H2+1 0-2

(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:

N+5 + 3e- → N+2 ( cambio de -3) (2a)

S-2 → S0 + 2e- ( cambio de +2) (2b)

(2) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3

2N+5 + 6e- → 2N+2 (3a) 3S-2 → 3S0 + 6e- (3b)

(3) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2, y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación es-quemática es la siguiente;

(4)2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + H2O (4a)


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Estequiometria

(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) (2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será:

2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O (4a)

EjemploBalancear la siguiente ecuación, por el método de óxido reducciónAl + HCl AlCl3 + H2

Escribir los números de oxidación de cada elemento arriba de su símbolo en la ecuación.

Al0 + H1+Cl1- Al3+Cl31- + H20

Comparar los números de oxidación en reactivos y productos y calcular las diferencias que se presentan

Elemento Reactivos Productos DiferenciasAl 0 3+ +3H 1+ 0 -1Cl 1- 1- 0

Igualar las diferencias en el número de oxidación, multiplicando es este caso, por 3 el H de los reactantes y los pro -ductos; el de los productos es diátomico, el coeficiente es 3/2.

Al + 3HCl AlCl3 + 3/2H2Obtener números enteros para eliminar la fracción, multiplicar por 2 todos los coeficientes.

2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2Comprobar que la ecuación esté balanceada, restando el número de oxidación total de todos los átomos en los produc-tos, menos el número de oxidación total de todos los átomos en los reactivos, el resultado debe ser igual a cero.

Elemento Productos Reactivos DiferenciasAl 2 (3+) 2(0) +6H 6(0) 6(1+) -6Cl 6(1-) 6(1-) 0

Total 0

Ejemplo Balancear: Al2 O3 + C + Cl2 CO + AlCl3

Se determinan los números de oxidación para determinar cambios:

Al23+

O32-

+ C0 + Cl20

C2+O2- + Al3+Cl31-

Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al cambio del número de oxi-dación y se procede a escribir las ecuaciones iónicas:

C0 C+2 + 2e- (Se oxida en 2)

3Cl20 + 6e- 2 Cl3

-1 (Se reduce en 3)

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:

(C0 C+2 + 2e-) 3(3Cl2

0 + 6e- 2 Cl3-1)2

3C0 3C+2 + 6e-

3Cl20 + 6e- 2 Cl3

-1

_____________________


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3C0 + 3Cl20 + 6e- 3C+2 + 6e- + 2 Cl3

-1

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 nece-sario este proceso.

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

Cr-3 I3 + Cl20 + Na+1 O-2 H+1 Na2

+1 Cr+6 O4-2 + Na+1 I+7 O4

-2 + Na+1 Cl-1 + H2+1 O-2

En este caso especial tres átomos cambian su valencia:

Cr-3 Cr+6 + 3e- (1)Cl2

0 + 2e- 2Cl-1 (2)I3 I+7 + 24e- (3)

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

Cr-3 Cr+6 + 3e-

I3 I+7 + 24e- Cr-3 + I3 Cr+6 + I+7 + 27e- (4)

Cl20 + 2e- 2Cl-1 (5)

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

(Cr-3 + I3 Cr+6 + I+7 + 27e-) 2(Cl2

0 + 2e- 2Cl-1) 27

2Cr-3 + 2I3 2Cr+6 + 2I+7 + 54e-

27Cl20 + 54e- 54Cl-1

2Cr-3 + 2I3 + 27Cl20 + 54e- 2Cr+6 + 2I+7 + 54e- + 54Cl-1

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

El proceso de oxidación-reducción NO ocurre en las ecuaciones de metátesis. Ej: NaOH + HCl → NaCl + H2O


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Estequiometria

Ejemplo K2Cr2O7 + H2O + S → SO2 + KOH + Cr2O3

1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian.

K+12Cr+6

2O-27 + H+1

2O-2 + S0 → S+4O-2

2 + K+1O-2H+1 + Cr+32O-2

3

2. Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción, cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la hemirreacción (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) y si es necesario, balancear los átomos (en este caso hay dos átomos de cromo y uno de azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de no ser así se colocan coeficientes para balancear las hemirreacciones) y finalmente indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones).

Cr+62 + 6e- Cr+3

2 ReducciónS0 S+4 + 4e- Oxidación

3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos. Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las hemirreacciones por el número de electrones ganados o perdidos de la hemirreacción contraria (o por sus mínimo común denominador).

Cr+62 + 6e- Cr+3

2 (2)S0 S+4 + 4e- (3)

2Cr+62 + 12e- 2Cr+3

2

3S0 3S+4 + 12e-

4. Hacer una sumatoria de las hemirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes.

3 S0 + 2Cr+62 → 3 S+4 + 2Cr+3

2

2K2Cr2O7 + H2O + 3S → 3SO2 + KOH + 2Cr2O3 5. Terminar de balancear por tanteo.

2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S → 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3

EjerciciosBalancear por REDOX1. Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O2. NaClO3 + K2SnO2 NaCl + K2SnO33. FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2

4. Zn + NaNO3 + NaOH Na2ZnO2 + NH3 + H2O5. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 MnSO4 + O2 + K2SO4

Por el método parcial del ión-electrón. Reglas y ejerciciosNormas Generales En este método, cada proceso se plantea por una reacción parcial o semirreacción formada por las sustan-

cias 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 repre-sentan 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 sustan -cias 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


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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:


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Estequiometria

(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

A partir de la ecuación original

KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

Poner en forma iónica la ecuación

K1+ MnO41- + H1+ Cl1- K1+ Cl1- + Mn2+ Cl1- + Cl0 + H1+ OH1-

Sacar los iones (semireacciones) en ecuaciones separadas, aquellos que tengan el mismo elemento en estado de oxido reducción alterados

MnO41- Mn2+

Cl1- Cl20

Para balancear la ecuación, En medio ácido agregar agua y protones (H+), balancear en carga agregando o quitando electrones, según sea necesa-rio. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro de la ecuación se asegura su igualación agregando agua (H2O) en el otro miembro. Luego se emplean H+ para igualar los H2.


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En medio alcalino balancear la carga con agua y oxidrilos (OH1-), balancear la carga agregando o quitando electrones, según se necesite. Por cada oxígeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H2O en el mismo miembro y 2 OH1- en el otro miembro.

En la ecuación anterior, como está en medio ácido, proceder como se indicó en la primera reglaMnO4

1- Mn2+

Cl1- Cl20

Observar que en el lado izquierdo de la primera semireacción, existen 4 oxígenos (O), por lo que hay que agregar 4 aguas (H2O) en el lado derecho; ahora bien como resultado de agregar el agua, se tiene que existen 8 hidrógenos, en -tonces hay que agregar 8 protones (H+) en el lado izquierdo. En cuanto a cargas, se puede observar que en el lado de-recho hay 2 cargas positivas (Mn2+) y en el lado izquierdo hay ocho cargas positivas (8H+) y 1 negativa (MnO4

1-), y como las semireacciones deben estar equilibradas en cantidades y en cargas, en conveniente agregar 5 electrones (5e -) en el lado izquierdo, con lo cual se tienen en ambos lados 2 cargas positivas, o sea 5e- + 8+ 1- = 2+.

En la segunda semireacción, como no existen ni agua ni oxígenos en exceso, únicamente lo que hay que hacer es ba-lancear las cargas, se puede apreciar que esto se puede hacer, agregando dos electrones del lado derecho. Las ecuacio -nes finales resultan como sigue

5e- + 8H+ + MnO4- Mn2+ + 4H2O

2Cl- Cl20 + 2e-

A continuación, hay que multiplicar las dos ecuaciones por los factores apropiados mínimos o coeficientes, teniendo en cuenta que el número de electrones en electrones en ellas sea el mismo; para ello la primera ecuación hay que mul-tiplicarla por dos, que es el número de electrones que tiene la segunda, y la segunda hay que multiplicarla por 5.

(5e- + 8H+ + MnO4- Mn2+ + 4H2O) (2)(2Cl- Cl2

0 + 2e-) (5)

con lo que resulta lo siguiente

10e- + 16H+ + 2MnO4- 2Mn2+ + 8H2O

10Cl- 5Cl20 + 10e-

enseguida se deben de sumar las dos ecuaciones parciales resultantes de dichas multiplicaciones. En la ecuación re -sultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Para este caso, todos los electrones deben de anular-se.

10e- + 16H+ + 2MnO4- 2Mn2+ + 8H2O

10Cl- 5Cl20 + 10e-

10e- + 16H+ + 2MnO4

- + 10Cl- 2Mn2+ + 5Cl20 + 8H2O + 10e-

Reducir los coeficientes, de ser posible a los enteros más pequeños. Pasar los coeficientes a la ecuación original y de ser posible o necesario balancear por tanteos.

2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O


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Estequiometria


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EJEMPLO:

Balancear la siguiente ecuación iónica por el método del ion-electron :Cr2O7

-2 + Fe+2 → Cr+3 + Fe+3

(1) Las ecuaciones esquemáticas parciales son:

Cr2O7-2 → Cr+3 ( para el agente oxi-

dante) (1a)

Fe+2 → Fe+3 ( para el agente re-ductor)

(1b)

(2) Se efectúa el balanceo de átomos . La semirreacción (1a) exige 7H2O en la derecha para igualar los átomos de oxígeno; a continuación 14H+ a la izquierda para igualar los H+. La (1b) está balanceada en sus átomos:


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Estequiometria

Cr2O7-2 + 14H+ → 2Cr+3 + 7H2O (2a)

Fe+2 → Fe+3 (2b)

(3) Se efectúa el balanceo de cargas. En la ecuación (2a) la carga neta en el lado izquierdo es +12 y en el lado derecho es +6; por tanto deben añadirse 6e- en el lado izquierdo. En la ecuación (2b) se suma 1e- en el lado derecho para igualar la carga de +2 en el lado izquierdo:

Cr2O7-2 + 14H+ + 6e- → 2Cr+3 + 7H2O (3a)

Fe+2 → Fe+3 e- (3b)(4) Se igualan los electrones ganados y perdidos. Basta con multiplicar la ecuación (3b) por 6:

Cr2O7-2 + 14H+ + 6e- → 2Cr+3 + 7H2O (4a)

6Fe+2 → 6Fe+3 6e- (4b)(5) Se suman las semireacciones (4a) y (4b) y se realiza la simplificación de los electrones:

Cr2O7-2 + 14H+ + 6Fe+2 → 2Cr+3 + 7H2O + 6Fe+3

Balancear la siguiente ecuación, siguiendo las reglas antes vistas.

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

Ecuación iónica

K+ MnO41- + Fe2+SO4

2- + H21+SO4

2- Mn2+SO42- + K2

+SO42- + Fe3+(SO4

2-)3 + H21+O2-

Agregar agua, electrones y multiplicar por los electrones(5e- + 8H+ + MnO4

1- Mn2+ + 4H2O) (2)(2Fe2+ Fe2

3+ + 2e-) (5)

10e- + 16H+ + 2MnO41- 2Mn2+ + 8H2O

10Fe2+ 5Fe23+ + 10e-Sumar ecuaciones semiparciales, y eliminación de términos comunes10e- + 16H+ + 2MnO4

1- 2Mn2+ + 8H2O10Fe2+ 5Fe23+ + 10e-

10e- + 16H1+ + 2MnO4

1- + 10Fe2+ 2Mn2+ + 5Fe3+ + 8H2O + 10e-

Traslado de los coeficientes a la ecuación original

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O

EjerciciosBalancear por Ion Electrón: Medio Ácido

1. KMnO4 + H2S + HCl → MnCl2 + S + KCl + H2O2. Br2 + SO2 + H2O → HBr + H2SO4

3. HNO3 + H2S → NO + S + H2O4. Ca(ClO)2 + KI + HCl → I + CaCl2 + H2O + KCl5. KCl + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2

Medio alcalinoTambién 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 mo-les 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:


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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:


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Estequiometria

Finalmente colocamos los coeficientes respectivos en la ecuación y notamos que el NaCl no tiene co-eficiente 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

EjemploCrI3 + Cl2 + KOH K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2OEcuación iónicaCr3+I3

1- + Cl20 + K1+OH1- K2

1+CrO42- + K1+IO4

1- + K1+Cl1- + H1+ OH1-

SemireacionesCr3+ CrO4

2-...........................................................OxidaciónCl2

o Cl1-...............................................................ReducciónI3

1- IO41-..............................................................Oxidación

Cuando se presenten ecuaciones químicas, que en estado iónico, manifiestan diferentes estados de óxido-reducción, en primer lugar se deben de manejar aquellas que presenten igual estado y a continuación la que manifieste diferente estado de óxido-reducción, como en el caso anterior, primero hay que manejar la primera y la tercera semirreaccines,

8OH1- + Cr3+ CrO42- + 4H2O + 3e-

24OH 1- + I 31+ 3IO 4

1- + 12H 2O + 24e - 32OH1- + Cr3+ + I31- CrO42- + 3IO41- + 16H2O + 27e-

Multiplicación por factores mínimos

(32OH1- + Cr3+ + I31- CrO4

2- + 3IO41- + 16H2O + 27e-) (2)

(2e- + Cl20 2Cl1-) (27)

64OH1- + 2Cr3+ + 2I31- 2CrO42- + 6IO41- + 32H2O + 54e-54e- + 27Cl20 54Cl1-

Suma y eliminación de términos semejantes, en ecuaciones de oxidación y reducción

64OH1- + 2Cr3+ + 2I31- 2CrO42- + 6IO41- + 32H2O + 54e-54e- + 27Cl20 54Cl1-

64OH1- + 2Cr3+ + 2I3

1- + 54e- + 27Cl2

0 2CrO42- + 6IO4

1- + 32H2O + 54e- + 54Cl1-

Colocar coeficientes en ecuación original

2CrI3 + 27Cl2 + 64KOH 2K2CrO4 + 6KIO4 + 54KCl + 32H2O


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Estequiometria

EjerciciosBalancear por Ion Electrón: Medio Básico1. Zn + NaNO3 + NaOH Na2(ZnO2) + NH3 + H2O2. KMnO4 + NH3 KNO3 + MnO2 + KOH + H2O3. Fe(OH)2 + O2 + H2O Fe(OH)3

4. Ag2SO3 + AgBr + H2O


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Balanceo de ecuaciones orgánicas por el método de ión electrón o media celda.

Dos de los agentes más comunes de óxido-reducción son el dicromato de potasio en solución de H2SO4 y el KMnO4

en medio alcalino. Durante el curso de la reducción del KMnO4 se produce KOH, de tal manera que, a menos que se agregue un ácido o que haya solución reguladora, la reducción del MnO4

1- ocurre en condiciones alcalinas, ya sea que siempre empiece con solución neutra o alcalina.

Para balancear una reacción de óxido-reducción en solución ácida se siguen las siguen reglas:

a. Escríbanse la oxidación y la reducción como dos reacciones de media celda (forma iónica), tomando en cuenta los conocimientos de química general necesarios, comúnmente el compuesto orgánico se encuentra en una de las reacciones y el agente oxidante en la otra.

b. Balancee todos los elementos excepto hidrógeno y oxígeno.c. Balancee el oxígeno añadiendo agua al lado que le falta oxígeno.d. Balancee el hidrógeno añadiendo protones (H+), en aquel lado en que le falte hidrógeno.e. Balancee las cargas con electrones (e-).f. Como en toda oxidación la ganancia de electrones debe ser igual a la pérdida de electrones, cada reacción

de media celda deberá multiplicarse por un factor que haga igual la ganancia y la pérdida de electrones. Después de que se han igualado la ganancia y la pérdida de electrones, las dos reacciones de media celda se suman para obtener la reacción iónica total.

La ecuación completa se obtiene agregando los iones y moléculas que no están incluidos en las reacciones de óxido-reducción y ajustando el balanceo según sea necesario para lograr el balanceo total de la reacción. Para las reacciones en medio alcalino o básico, las reglas anteriores permanecen iguales a excepción de la c y d que se cambian por:

c Balancee el hidrógeno agregando H2O a aquel lado que le falta hidrógeno.d Balancee el oxígeno agregando 2OH1- por cada oxígeno que falte y sumando una molécula de agua al otro lado, por

ejemplo, 2OH1- = H2O + O.

Aplicación en medio ácidoPropileno por medio de K2Cr2O7 en H2SO4. Durante la reacción el ión dicromato se reduce a ión crómico y el propi-leno se oxida a ácido acético y a ácido carbónico, el cual se descompone dando CO2 y H2OK2Cr2O7 + CH3=CH2 + H2SO4 Cr(SO4)3 + CH3COOH + CO2 + H2O + K2SO4

Ecuación iónicaK21+ Cr2O72- + CH3=CH20 + H21+ SO42- Cr3+ (SO4)32- + CH3COOH + CO20 + H2O + K21+ SO42-

Escribir la ecuación de media celda

Cr2O72 Cr3+ Reacción de reducción

CH3=CH20 CH3COOH + CO2

0 + H2O Reacción de oxidación

Balancear primero la ecuación de reducción. El balanceo del Cr se logra colocando un 2 antes del ion Cr3+

Cr2O72 2Cr3+

El oxígeno se balancea agregando 7H2O al lado derecho

Cr2O72 2Cr3+ + 7H2O

El hidrógeno se balancea añadiendo 14H1+ al lado izquierdo

14H1+ + Cr2O72 2Cr3+ + 7H2O

Las cargas se balancean agregando 6e- del lado izquierdo

6e- + 14H1+ + Cr2O72 2Cr3+ + 7H2O


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Estequiometria

Para la reacción de oxidación se anota la aplicación de la regla b, ya que los carbonos se encuentran balanceadosEl oxígeno se balancea agregando 5H2O al lado izquierdo

5H2O + CH3=CH20 CH3COOH + CO2

0 + H2O

El hidrógeno se balancea agregando 10H1+ al lado derecho


0 + H2O + 10H1+

Las cargas se balancean añadiendo 10e- al lado derecho


0 + H2O + 10H1+ + 10e-

Para igualar el número de electrones ganados y perdidos, la reacción de oxidación deberá multiplicarse por 3 y la reacción de reducción por 5.

30e- + 70H1+ + 5Cr2O72 10Cr3+ + 35H2O

15H2O + 3CH3=CH2 3CH3COOH + 3CO20 + 3H2O + 30H1+ + 30e-

Sumando y eliminado términos semejantes, se tiene

30e- + 70H1+ + 5Cr2O72 10Cr3+ + 35H2O

15H2O + 3CH3=CH2 3CH3COOH + 3CO20 + 3H2O + 30H1+ + 30e-

5Cr2O7

2 + 40H1+ + 3CH3=CH2 10Cr3+ + 3CH3COOH + 3CO20 + 23H2O

La ecuación completa es la siguiente

5K2Cr2O7 + 3CH3=CH2 + 20H2SO4 5Cr(SO4)3 + 3CH3COOH + 3CO2 + 23H2O + 5K2SO4


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Estequiometria

Aplicación en medio alcalinoOxidación del 2-buteno con solución concentrada y caliente de KMnO4. Durante el curso de la reacción el KMnO4 se reduce a MnO2 y el buteno se oxida a ácido acético, el cual en solución alcalina, se encuentra presente como ion ace -tato (CH3COO-).

KMnO4 + CH3CH=CHCH3 MnO2 + 2CH3COOK + KOH + H2OEcuación iónica

K1+ MnO41- + CH3CH=CHCH3 MnO2 + 2CH3COO1- K1+ + K1+ OH1- + H1+ OH1-

Reacciones de media celda

MnO41- MnO2 Reacción de reducción

CH3CH=CHCH3 2CH3COO1- Reacción de oxidación

Primero balancear la reacción de reducción, para lo cual, las reglas b y c son aplicables, pero se aplica la regla d, aña -diendo 2H2O al lado izquierdo y 4OH1- al lado derecho

MnO41- + 2H2O MnO2 + 4OH1-

Las cargas se balancean agregando 3e- al lado izquierdo

3e- +MnO41- + 2H2O MnO2 + 4OH1-

Para la reacción de oxidación se tiene

CH3CH=CHCH3 2CH3COO1-

El hidrógeno se balancea añadiendo H2O al lado derecho

CH3CH=CHCH3 2CH3COO1- + H2OEl oxígeno se balancea agregando 5H2O al lado derecho y 10 OH1- al lado izquierdo


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10 OH1- + CH3CH=CHCH3 2CH3COO1- + H2O + 5H2O

Las cargas se balancean añadiendo 8 electrones al lado derecho

10 OH1- + CH3CH=CHCH3 2CH3COO1- + H2O + 5H2O + 8e-

Para igualar el número de electrones ganados y perdidos, la reacción de reducción se multiplica por 8 y la reacción de oxidación por 3.

24e- +8MnO41- + 16H2O 8MnO2 + 32 OH1-

30 OH1- + 3CH3CH=CHCH3 6CH3COO1- + 3H2O + 15H2O + 24e-

Sumando y simplificando, se obtiene8MnO4

1- + 3CH3CH=CHCH3 8MnO2 + 6CH3COO1- + 2 OH1- + 2 H2O

La ecuación total es8KMnO4 + 3CH3CH=CHCH3 8MnO2 + 6CH3COOK + 2KOH + 2H2O

Balanceo de ecuaciones por el método algebraicoEste método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies, crear ecua-ciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

Para comenzar con este método de balanceo, primeramente se debe contar con la reacción que se va a balancear,

HCl + O Cl2 + H2O

en la cual se deben colocar coeficientes literales

aHCl + bO cCl2 + dH2O

Para contar los átomos es conveniente colocar en el margen izquierdo el símbolo de los átomos que se vayan con-tando para obtener un sistema de ecuaciones

H) a = 2dCl) a = 2cO) b = dSe ha formado un sistema de ecuaciones indeterminado, tan sólo tres con cuatro incógnitas. De aquí en adelante el problema es un ejercicio de álgebra elemental. Asignar a cualquiera de las literales un valor arbitrario. Asignar a a el valor de 2, inmediatamente se tendrá el valor de d igual a 1 y el de b igual a 1; c es igual a 1, de acuerdo a lo siguien-te:

los coeficientes de la ecuación son

2HCl + O Cl2 + H2O

Recordar que cuando el coeficiente es 1 se omite y lo mismo ocurre con el índice cuando tiene valor de 1.

Practicar con otra ecuación más complicada

HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + H2OEscribir la ecuación con los coeficientes literales

aHCl + bMnO2 cCl2 + dMnCl2 + eH2O

formar las ecuaciones

H) a = 2eCl) a = 2c + 2dMn) b = dO) 2b = e


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Estequiometria

Se ha formado un sistema de ecuaciones de cinco incógnitas y con cuatro ecuaciones. Emplear la misma técnica; para simplificar los cálculos conviene escoger alguna de las literales que pueda dar de inmediato el mayor número de soluciones. A esta literal se le asignara un valor no muy grande, para ello escoger a b, que dará de inmediato los valores de d y e. Hacer a b igual a 6, con lo cual se tendrá que d es igual a 6 y e es igual a 12, de acuerdo al si-guiente razonamiento matemático

Llevar estos valores a la ecuación

aHCl + 6MnO2 cCl2 + 6MnCl2 + 12H2O

también se obtiene de inmediato el valor de a que igual a 24; ya que a = 2(e) = 2(12) = 24; anotar este valor

24HCl + 6MnO2 cCl2 + 6MnCl2 + 12H2O

Solamente falta el valor de c; el cual se obtendrá de la segunda ecuación, de la siguiente manera2c = a – 2d = 24-12 = 12, despejando c, resulta que c = 6

Con esto ya se tienen todos los coeficientes, a continuación anotar éstos en la ecuación24HCl + 6MnO2 6Cl2 + 6MnCl2 + 12H2O

Observar que todos los coeficientes tienen un máximo común divisor, que es 6; en consecuencia, simplificar la ecua-ción

4HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Salvo alguna razón especial, siempre se escribirán las ecuaciones con los coeficientes mínimos.Practicar con esta otra ecuación que es más complicadaFeCl2 + K2Cr2O7 + HCl FeCl3 + KCl + CrCl3 + H2O

Poner los coeficientes literales

aFeCl2 + bK2Cr2O7 + cHCl dFeCl3 + eKCl + fCrCl3 + gH2O

formar las ecuacionesFe) a = bCl) 2a + c = 3d + e + 3fK) 2b = eCr) 2b = fO) 7b = gH) c = 2g

Se ha formado un sistema de ecuaciones de siete incógnitas con seis ecuaciones. Emplear la misma técnica algebrai -ca. Trátese de resolver este sistema de ecuaciones. La ecuación completa es la siguiente

6FeCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl 6FeCl3 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O

Examinar, por último, otra ecuación mucho más complicada:

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + KHSO4 + MnSO4 + H2O

Trate de resolverla algebraicamente. La ecuación completa es la siguiente:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 9H2SO4 5Fe2(SO4)3 + 2KHSO4 + 2MnSO4 + 8H2O

Como se ha observado, las reacciones de óxido-reducción (redox) ceden fácilmente ante el método algebraico. Estas reacciones de oxidación y reducción se pueden resolver fácilmente si se las simplifica en forma adecuada.

Ecuación a balancear: FeS + O2 → Fe2O3 + SO2

Los pasos a seguir son los siguientes:

1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación: A B C D

FeS + O2 → Fe2O3 + SO2


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2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C . El símbolo produce (® ) equivale al signo igual a (=). Fe A = 2C S A = D O 2B = 3C + 2D 3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor

de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (gene-ralmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

A B C D

FeS + O2 → Fe2O3 + SO2

Fe A = 2C Sí C =2 A= D 2B = 3C + 2D S A = D A= 2C D = 4 2B = (3)(2) + (2)(4) O 2B = 3C + 2D A= 2(2) 2B = 14 A = 4 B = 14/2 B = 7

4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

A B C D

4 FeS + 7 O2 → 2Fe2O3 + 4SO2

Ecuación Balanceada Digamos que queremos balancear la siguiente ecuación;H 2SO4 + Al(OH)3 → Al2 (SO4 )3 + H2O Lo primero que hacemos es sustituir los coeficientes estequiométricos de la ecuación química balanceada por varia-bles (hasta este momento desconocidas) la ecuación quedaría de la siguiente forma; a H 2SO4 + bAl(OH)3 → c Al2 (SO4 )3 + dH2O La letras a,b,c y d son los coeficientes estequiométricos de la ecuación química balanceada. Luego vamos a hacer una ecuación por cada uno de los elementos en la reacción. Las ecuaciones se construyen multiplicando la variable por el número de átomos de ese elemento en específico en cada uno de los compuestos. Veamos cómo sería para hi-drógeno,H 2a + 3b = 2d. Vemos que en el ácido sulfúrico hay 2 H por lo tanto, a se multiplica por 2. En el Al(OH)3 hay 3 H por eso queda 3b, en el Al2 (SO4 )3 no hay H por lo tanto sería 0c y no se pone. En el caso de agua sería 2d porque tie-ne 2H. Usando este mismo razonamiento las otras ecuaciones para los otros elementos quedarían S a = 3cO 4a + 3b = 12c + dAl b = 2cEl sistema queda con 4 ecuaciones con 4 incógnitas para resolver. No se asuste, hay muchas técnicas fáciles para re-solver este tipo de ecuaciones. Mire que fácil yo lo resuelvo;Las 4 ecuaciones juntas quedan;I. 2a + 3b = 2dII. a = 3cIII. 4a + 3b = 4c + dIV. b = 2c Usualmente las ecuaciones químicas se balancean utilizando números enteros. Yo lo que hago es que asigno el valor de 1 al valor que yo estimo es el más pequeño de todos. Usando este razonamiento digo c=1. De la ecuación IV. Te-nemos que b=2. De la ecuación II. a=3 y de la ecuación I. tenemos que d=6. Sustituyendo los valores de las variables en la ecuación química original nos queda;3 H 2SO4 + 2Al(OH)3 → Al2 (SO4 )3 + 6H2OInspeccionando la ecuación química tenemos a cada lado 12H, 3S, 18O y 2Al, por lo tanto la ecuación está balancea-da. Veamos otro ejemplo pero esta vez de una forma menos detallada;C22H46 + O2 → CO2 + H2O Vamos a resolverlo sin dar detalles aC22H46 + bO2 à cCO2 + dH2OC 22a = cH 46a = 2d


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Estequiometria

O 2b = 2c + dTenemos 3 ecuaciones con 4 incógnitas. Yo le doy el valor a=1 y de la ecuación C, c=22. De la ecuación H d=23 y de la ecuación O b=67/2.Sustituyendo en la ecuación química tenemos; C22H46 + 67/2O2 → 22CO2 + 23H2OA cada lado de la ecuación tenemos 22C, 46H y 67O.

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 coefi -

cientes, 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 denomina-dor 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


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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

Ejercicios Balancear las siguientes ecuaciones por el método algebraico. 1. Fe2(SO4)3 + KSCN → K3Fe(SCN)6 + K2SO4

aFe2(SO4)3 + bKSCN → cK3Fe(SCN)6 + dK2SO4

Se hacen las ecuaciones para todos los elementos.Fe 2a = cS 3a + b = 6c + dO 12a = 4dK b = 3c + 2dC b = 6cN b = 6cAsignamos a=1. De la primera ecuación tenemos que c=2. De la ecuación C tenemos que b=12 y de la ecuación O b=3. Sustituyendo las variables en la ecuación química tenemos que Fe2(SO4)3 + 12KSCN → 2K3Fe(SCN)6 + 3K2SO4

Contando los átomos en cada lado de la ecuación tenemos,Fe 2 en cada lado. S 15 a cada lado. O 12 a cada lado. K 12 a cada lado. C 12 a cada lado. Y N 12 a cada lado. La ecuación esta balanceada. 2. (NH4)2 CO3 → NH3 + CO2 + H2O a(NH4)2 CO3 → bNH3 + cCO2 + dH2O Se hacen las ecuaciones para todos los elementos.N 2a = bH 8a = 3b + 2dC a = cO 3a = 2c + dAsignamos a=1. De la ecuación N b=2. De la ecuación C c=1. De la ecuación O d=1. Haciendo las sustituciones cor-respondientes tenemos;(NH4)2 CO3 → 2NH3 + CO2 + H2OContando los átomos en cada lado de la ecuación tenemos 2 N a cada lado, 8 H a cada lado, 1 C a cada lado y 3 O a cada lado. 3. (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + H2O a(NH4)2Cr2O7 → bCr2O3 + cN2 + dH2OSe hacen las ecuaciones para todos los elementos.N 2a = 2cH 8a = 2dCr 2a = 2bO 7a = 3b + dAsignamos a=1, por lo tanto b=c=1. De la ecuación H d=4. Sustituimos en la ecuación química;(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O


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Estequiometria

Tenemos a cada lado de la ecuación 2 N, 8 H, 2 Cr y 7 O.

4. CaSiO3 + HF → H2SiF6 + CaF2 + H2O aCaSiO3 + bHF → cH2SiF6 + dCaF2 + eH2O Ca a = dSi a = cO 3a = eH b = 2c + 2eF b = 6c + 2d Asignamos a=1, por tanto c=d=1. De la O e=3. De la ecuación H b=8. Sustituyendo en la ecuación química,CaSiO3 + 8HF → H2SiF6 + CaF2 + 3H2OA cada lado tenemos 1 Ca, 1 Si, 3 O, 8 H y 8 F. 5. P4O10 + Mg(OH)2 → Mg3(PO4)2 + H2O aP4O10 + bMg(OH)2 → cMg3(PO4)2 + dH2O Se hacen las ecuaciones de todos los elementos.P 4a = 2cO 10a + 2b = 8c + dMg b = 3cH 2b = 2dAsignamos a=1. Tenemos entonces que c=2, b=6 y d=6. Sustituyendo en la ecuación química tenemos,P4O10 + 6Mg(OH)2 → 2Mg3(PO4)2 + 6H2OTenemos a cada lado de la ecuación 4 P, 24 O, 6 Mg y 12 H.

6. I2O5 + BrF3 → IF5 + O2 + BrF2

aI2O5 + bBrF3 → cIF5 + dO2 + eBr2 I 2a = cO 5a = 2dBr b = 2eF 3b = 5cAsigno a=1. De la ecuación I c=2, de la ecuación O d=5/2. De la ecuación F b=10/3 y de la ecuación Br e=10/6. Para que me queden números enteros en los coeficientes estequiométricos multiplicamos los valores por 6. Los nuevos valores son, a=6, c=12, d=15, d=20 y e=10.6I2O5 + 20BrF3 → 12IF5 + 15O2 + 10Br2

EjerciciosBalancear por Coeficientes Indeterminados o método algebraico

1. H2SO4 + HBr SO2 + H2O + Br2 3. H2 SO4 + NaCl + MnO2 H2O + NaHSO4 + MnSO4 + Cl2

4. HgS + HCl +HNO3 H2HgCl4 + NO + S + H2O5. I2 + HNO3 HIO3 + NO + S + H2O

Balanceo de ecuaciones por inspecciónAsí como no todos los símbolos aparecen en todas las ecuaciones, de la misma manera no existen reglas absolutas pa-ra el balance de ecuaciones. (sin embargo, recuerde que lo que si es regla es que usted debe balancear las ecuacio-nes). No obstante, por lo general, encontrará las siguientes normas aplicables a la mayor parte de las ecuaciones sen-cillas. También recuerde que debe balancear la cantidad de átomos o moles de átomos de cada elemento. por tanto, debe haber la misma cantidad de átomos o moles de cada elemento en ambos lados de la ecuación. A este proceso se le llama «balance por inspección». Esta expresión se refiere al hecho de que no implica ningún proceso matemáti -co. Más bien, evaluamos (inspeccionamos) la ecuación, trabajos de acuerdo con las pautas y la balanceamos.

Para ayudarle a comprender este proceso y las normas, las utilizaremos para balancear una ecuación de la reacción entre soluciones acuosas de hidróxido de calcio y ácido fosfórico que dan como productos fosfato de calcio y agua lí -quida.

Norma 1. Escribir las fórmulas correctas de los reactivos y los productos, colocando los reactivos a la izquierda y los productos a la derecha, separados por medio de o ↔. Separe los reactivos y los productos entre sí, colocando un signo más (+). Una vez que haya escrito la fórmula correcta, no la cambie durante las subsiguientes operaciones de balance. En cambio, coloque números, llamados coeficientes, frente a la fórmula para obtener una ecuación balan-ceada.

La ecuación del ejemplo se transforma en:

Ca(OH)2(ac) + H3PO4(ac) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l)

Norma 2. Inicie el proceso de balance seleccionando el elemento específico que va a balancear. por lo general, debe seleccionar un elemento del compuesto que contenga la mayor cantidad de átomos y debe seleccionar el elemento presente en mayor cantidad en ese compuesto. Este elemento no debe ser de un ion poliatómico ni debe ser H u O.


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Realice el balance de la cantidad de átomos de este elemento colocando un coeficiente frente a la fórmula adecuada que contenga el elemento seleccionado. Por ejemplo, si coloca un 3 antes de la fórmula NaCl (3NaCl), significa que en la reacción se requieren 3 fórmulas unitarias de cloruro de sodio. Si usted no coloca ningún número antes de la fór-mula, se considera que el coeficiente es 1. Bajo ninguna circunstancia cambie la fórmula correcta de un compuesto al realizar el balance de la ecuación.

Si se selecciona el Ca en el Ca3(PO4)2 como nuestro elemento, la ecuación del ejemplo será ahora:

3Ca(OH)2(ac) + H3PO4(ac) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l)

Observe que ahora hay 3 átomos de Ca en cada lado de la ecuación.

Norma 3. Enseguida, realice el balance de los iones poliatómicos que deben ser iguales en ambos lados de la ecua-ción. Puede balancearlos como si se tratará de una sola unidad. En algunos casos, tendrá que ajustar el coeficiente que colocó en el paso 2. Cuando esto ocurra, asegúrese de repetir el paso 2 para confirmar que el elemento seleccionado todavía está balanceado.

El grupo PO4 es el ión poliatómico PO43-. Si balanceamos este ion, la ecuación del ejemplo será ahora

3Ca(OH)2(ac) + 2H3PO4(ac) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l)

Observe que si colocamos un 2 frente al H3PO4, se tienen 2 iones PO43- en cada lado de la ecuación.

Norma 4. Balancee los átomos de H y luego los átomos de O. Si aparecen en el ion poliatómico y ya se realizó el ba-lance en el paso 3, no necesita volver a considerarlos.

Balancee los átomos de H colocando un 6 frente a H2O. La ecuación del ejemplo es ahora:

3Ca(OH)2(ac) + 2H3PO4(ac) Ca3(PO4)2(s) + 6H2O(l)

Observe que ahora hay 12 átomos de H en cada lado de la ecuación: 6 de los cuales se encuentran a la izquierda en 3 Ca(OH)2 y 2 H3PO4, y 12 a la derecha en 6 H2O. Ahora balanceamos también los átomos de O.

Norma 5. Verifique todos los coeficientes para comprobar que son números enteros y que están en la proporción más pequeña posible. Si los coeficientes son fracciones, debe multiplicar todos los coeficientes por un número que con-

vierta las fracciones en números enteros. Si los coeficientes son similares a , entonces debe multiplicar to-

dos los coeficientes por 2. El se convierten en 5, un número entero. Usted debe reducir los coeficientes a la

proporción más pequeña posible. Si los coeficientes son 6, 9 → 3, 12, los puede reducir a todos, dividiendo cada uno entre 3 para obtener la proporción pequeña posible de 2,3 → 1,4.

Esta norma no se aplica puesto que en el ejemplo no hay coeficientes fraccionarios.

3Ca(OH)2(ac) + 2H3PO4(ac) Ca3(PO4)2(s) + 6H2O(l)

Norma 6. Marque cada átomo o ion poliatómico, colocando una √ sobre el átomo o ion en ambos lados de la ecua-ción para asegurarse de de ésta se encuentra balanceada. Conforme se vaya volviendo experto en el balance de ecua-ciones, esto no será necesario, pero en las primeras ecuaciones en las que realice el balance, es conveniente que mar-que cada átomo o ión. Este símbolo, √, no es parte de la ecuación final, pero se va a utilizar como instrumento de en-señanza para asegurarse de que quede balanceado cada átomo o ion. En el ejemplo:

√ √√ √ √√ √ √√ √ √3Ca(OH)2(ac) + 2H3PO4(ac) Ca3(PO4)2(s) + 6H2O(l)

O también puede comprobar que la ecuación esté balanceada, restando el número de oxidación total de todos los áto -mos en los productos, menos el número de oxidación total de todos los átomos en los reactivos, el resultado debe ser igual a cero.

Elemento Productos Reactivos DiferenciasCa 3 3 0O 14 14 0H 12 12 0P 2 2 0


23

Estequiometria

Total 0Estas normas se resumen como sigue:

Norma Explicación1 Escriba las fórmulas correctas2 Comience con un elemento específico del compuesto con la mayor cantidad de átomos3 Balancee los iones poliatómicos4 Balancee los átomos H y luego los átomos O5 Verifique los coeficientes para asegurarse de que todos son números enteros y están en la proporción

más pequeña posible.6 Marque cada átomo o ion poliatómico con una √, o compruebe la ecuación mediante una tabla, como

en el ejemplo anterior.

Ejemplos de balance de ecuacionesAhora se van aplicar estas reglas para balancear las siguientes ecuaciones por inspección:a. Fe(s) + HCl(ac) → FeCl2(ac) + H2(ac)b. Al(OH)3(s) + H3PO4(ac) → AlPO4(s) + H2O(l)

c. C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

Butano

Solucióna) No se necesita considerar la norma 1 porque ya se tienn las fórmulas. Seguir con la norma 2. El compuesto con la

mayor cantidad de átomos, además del hidrógeno es el FeCl2 y el elemento con el que se va a comenzar es el Cl, que cuenta con 2 átomos en FeCl2. Para balancear los átomos de Cl, hay que colocar un número 2 antes del Hcl y escribir 2 Hcl. La fórmula de HCl no cambia al balancear los átomos de Cl. La ecuación ahora aparece como:

Fe(s) + 2HCl(ac) → FeCl2(ac) + H2(ac) (balanceada)

No se aplica la norma 3 debido a que no hay iones poliatómicos presentes. Para la norma 4, los átomos de H se en-cuentran balanceados y no hay átomos de O. Suponiendo la norma 5, todos los coeficientes son enteros y se encuen-tran en la proporción más pequeña posible. Cotejando cada uno de los átomos como lo indica la regla 6

Elemento Productos Reactivos DiferenciasFe 1 1 0H 2 2 0Cl 2 2 0

Total 0

La ecuación final balanceada es:

√ √ √ √ √ √Fe(s) + 2HCl(ac) → FeCl2(ac) + H2(ac) (balanceada) Respuesta

b) No se necesita considerar la norma 1 porque ya se tienen las fórmulas. De acuerdo con la norma 2, el elemento inicial es el aluminio puesto que por lo general no se debe comenzar con un ion poliatómico, hidrógeno ni oxí-geno. Los átomos de aluminio ya están balanceados, de manera que se sigue con el ion poliatómico fosfato (nor-ma 3). Este ion también está balanceado. Para balancear los átomos de hidrógeno (norma 4), hay 6 átomos de H a la izquierda, de manera que hay que colocar un 3 delante del H2O para obtener 6 átomos en el lado derecho de la ecuación. Mediante esta acción, los átomos de oxígeno también están balanceados

Al(OH)3(s) + H3PO4(ac) → AlPO4(s) + 3H2O(l) (balanceada)

Los coeficientes son números enteros en la proporción más pequeña posible (norma 5). Comparar cada átomo de acuerdo con la norma 6 para obtener la ecuación final balanceada

Elemento Productos Reactivos DiferenciasAl 1 1 0O 7 7 0H 6 6 0P 1 1

Total 0

Al(OH)3(s) + H3PO4(ac) → AlPO4(s) + 3H2O(l) (balanceada) Respuesta

c) No se necesita considerar la norma 1 porque ya se tienen las fórmulas. Seguir con la norma 2. El compuesto con la mayor cantidad de átomos es C4H10, y el elemento con el que se va a inicar es el C puesto que hay 4 átomos de C enC4H10 (los átomos de H se van a balancear al llegar a la norma 4). Para balancear los atómos los átomos de C se coloca un número 4 antes de CO2 y escribir 4 CO2.


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C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + H2O(g) (Sin balancear)

No se aplica la norma 3 porque no hay iones poliatómicos. De manera que, se debe considerar la norma 4 y balan -cear los átomos de H colocando un 5 antes de H2O para obtener 5 H2O.

C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(g) (Sin balancear)

El resultado es un total de 13 átomos de O en los productos (8 átomos de O en 4 CO2 y 5 átomos de O en H2O), y por

tanto, se debe utilizar una fracción frente a O2 para obtener 13 átomos de O en los reactivos. ahora la

ecuación aparece como:

C4H10(g) + O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(g)

De acuerdo con la norma 5, se va a hacer que los coeficientes sean números enteros, multiplicando todos los coefi-

cientes por 2, y observe que los coeficientes están en la proporción más pequeña posible. Cada

átomo se marca siguiendo la norma 6. Comparar cada átomo de acuerdo con la norma 6 para obtener la ecuación final balanceada

Elemento Productos Reactivos DiferenciasC 8 8 0H 20 20 0O 26 26 0

Total 0

La ecuación final balanceada es

2C4H10(g) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(g) (balanceada) Respuesta

EjerciciosBalancear las siguientes ecuaciones químicas, por el método de inspección1. KNO3(s) KNO2(s) + O2(g)2. HCl(ac) + CaCO3(s) → CO2(g) + H2O(l) + CaCl2(ac)3. O2(g) + C8H18(l) → CO(g) + H2O(g) octano4. I2O7(s) + H2O(l) → HIO4(aq)5. Ca3(PO4)2(s) + H3PO4(aq) → Ca(H2PO4)2(aq)6. Ag + H2S(g) → Ag2S + H2(g)7. Na2Cr2O7 + NH4Cl → Cr2O3 + NaCl + N2(g) + H2O

Solución1. 2KNO3(s) 2KNO2(s) + O2(g)2. 2HCl(ac) + CaCO3(s) → CO2(g) + H2O(l) + CaCl2(ac)3. 17O2(g) + 2C8H18(l) → 16CO(g) + 18H2O(g) octano4. I2O7(s) + H2O(l) → 2HIO4(aq)5. Ca3(PO4)2(s) + 4H3PO4(aq) → 3Ca(H2PO4)2(aq)6. 2Ag + H2S(g) → Ag2S + H2(g)7. Na2Cr2O7 + 2NH4Cl → Cr2O3 + 2NaCl + N2(g) + 4H2O

Balanceo de ecuaciones por tanteo o aproximacionesBalancear: 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. Em-pezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente en menos sustancias:

Primero balanceamos el nitrógeno:


23

Estequiometria

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

Las reacciones matemáticas, o de doble descomposición, por lo general son sencillas y por no haber oxidación – re-ducción la determinación de los coeficientes no ofrece dificultad. Considerar la siguiente ecuación:

Al2(SO4)3 + BaCl2 BaSO4 + AlCl3

Para resolverla basta con igualar los átomos y los radicales (no tiene objeto contar los átomos de azufre y de oxígeno, ya que el radical SO4 pasa íntegro al segundo miembro).

Como en el primer miembro se tienen dos átomos de aluminio, se anotan dos moléculas de su cloruro, lo que dará 6 átomos de cloro, que se igualarán poniendo tres moléculas de bario que contienen 3 barios, lo que lleva a asignar el coeficiente 3 al sulfato de bario:

Al2(SO4)3 + 3BaCl2 3BaSO4 + 2AlCl3

Examinar esta otra ecuación

CaCO3 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + H2CO3

El carbonato de calcio reacciona con el ácido ortofosfórico formando ortofosfato tricalcico y queda en libertad ácido metacarbónico. No hay oxido – reducción y cada elemento conserva sus electrones. Aparentemente es una ecuación muy complicada. Al aplicar la técnica que se uso para reacción anterior, se tiene que: En el primer miembro hay un átomo de calcio y en el segundo hay tres; se asigna el coeficiente 3 al carbonato

3CaCO3 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + H2CO3

pero tres moléculas de carbonato de calcio tienen tres veces el radical C CO3, de modo que se asigna el coeficiente 3 al ácido metacarbónico

3CaCO3 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + 3H2CO3

Estas tres moléculas de ácido tienen seis átomos de hidrógeno que proviene del ácido ortofosfórico; a su fórmula se asigna el coeficiente 2

3CaCO3 + 2H3PO4 Ca3(PO4)2 + 3H2CO3

Compruébese si ya está resuelto el problema. A estas reacciones se les da el nombre de desalojamientos o desprendi-mientos, pues se desalojó o desprendió el ácido metacarbónico.

Observar esta otra reacciónAgNO3 + Na2CO3 Ag2CO3 + NaNO3

típicamente metatética. Es sencillísima. Ya tiene sus coeficientes. Pero observar esta otra un poco más complicada

AgNO3 + Na2CO3 Ag2CO3 + NaNO3

Si se cuentan los átomos de plata y los del sodio, fácilmente se encuentran los coeficientes. En el segundo miembro hay dos átomos de plata, así que se anotan dos moléculas de nitrato de plata. En l primer miembro hay dos átomos de sodio; en consecuencia, anotan dos moléculas de nitrato de sodio

2AgNO3 + Na2CO3 Ag2CO3 + 2NaNO3


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muchas reacciones de metátesis en realidad no son moleculares, sino interiónicas y para representarlas se recurre a la teoría de Svante Arrhenius. Según esta teoría, en una solución de nitrato de plata hay iones de plata Ag 1+; es decir, son monovalentes y electropositivos, y iones nitrato NO3

1-, es decir, son covalentes y electronegativos,. En una carbo-nato de sodio se tendrán iones de Na1+, es decir, monovalentes y electropositivos y iones de carbonato CO3

2-, es decir, divalentes y electronegativos. Al expresar misma reacción con todos sus iones, se presenta como sigue

Ag1+ + NO31- + 2Na1+ + CO3

2- AgCO3 + 2Na1+ + NO31-

Se observa que los iones de sodio y de nitrato no cambiaron al pasar del primer miembro al segundo. No tiene objeto escribirlos, sería redundante. Las reacciones de este tipo se expresan exclusivamente con los iones que intervienen en la en la reacción, para simplificar las ecuaciones. La reacción anterior queda perfectamente bien expresada de la ma -nera siguiente:

Ag1+ + CO32- AgCO3

Ha sido muy simple encontrar los coeficientes.

Si en una solución de nitrato de plata se introduce un trozo de cobre, se observará que sobre la superficie de éste se deposita una película de color gris y que la solución adquiere un color azul. Esto demuestra que la plata se ha precipi -tado y se ha disuelto una gran cantidad de cobre. En un principio se tenían iones de plata y de nitrato, al final se tie -nen iones de cobre y plata libre. Esta es una reacción iónica y se puede representar así

Ag1+ + Cu0 2Ag0 + Cu2+

Para completarla, simplemente hay que observar las cargas eléctricas. La plata, al convertirse en ion, pierde un elec -trón de valencia, en tanto que el cobre, en este caso, ha cedido dos electrones a la plata. Es claro, que se necesitan dos platas para estos electrones, y se escribirá

2Ag1+ + Cu0 2Ag0 + Cu2+

Escribir esta reacción en forma molecular

AgNO3 + Cu Cu(NO3)2 + 2Ag

Se observa que los coeficientes son los mismos. Nótese cómo se pueden pasar de la reacción iónica a la molecular, y viceversa.

Examinado otro ejemplo, se puede comprender fácilmente el método

MnO2 + HCl Cl2 + MnCl2 + H2OContar ordenadamente los átomos:1. Un átomo de manganeso en el primer miembro, un átomo de manganeso en el segundo. Está correcto.2. Dos átomos de oxígeno en el primer miembro, en el segundo han pasado totalmente al agua, así que se anotan

dos moléculas de agua (2H2O).3. En el primer miembro hay un átomo de hidrógeno y dos en el segundo. Pero se acaba de encontrar que se deben

poner dos moléculas de agua, que tienen cuatro átomos de hidrógeno; por lo tanto, se asigna 4 al ácido clorhídri-co. Así se tendrán 4 átomos de cloro, dos como cloro libre (molecular) y dos en el cloruro de manganeso. Ahora ya se tienen todos los coeficientes:

MnO2 + 4HCl Cl2 + MnCl2 + 2H2OEjemplo :

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + HF Ecuación no balanceada

El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 HF Ecuación balanceada

Ejemplo : K + H2O → KOH + H2

Ecuación no balanceadaEl número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.

K + 2 H2O → KOH + H2 Ecuación no balanceada

Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.

K + 2 H2O → 2 KOH + H2 Ecuación no balanceada

El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se termina ajustando el número de pota-sios.

2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2


23

Estequiometria

Ecuación balanceada

EjemploN2 + H2 → NH3

En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.

N2 + H2 → 2NH3

Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante :

N2 + H2 → 2NH3

La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.EjerciciosBalancear 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

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)23- = 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: Cl3

1- = 3 ; (OH)1- ; (OH)3-1 = 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 + HCl2. H2SO4 + AlCl3 Al2(SO4)3 + HCl3. CuCl2 + H2S CuS + HCl4. Cu(NO3)2 + H2SO4 HNO3 + CuSO4

5. KClO3 KCl + O2

Problemas


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1. Explicar con sus propias palabras, ¿en qué consiste el balanceo de una ecuación química.?2. Definir con sus propias palabras, ¿qué es el número de oxidación?3. Determinación del número de oxidación de las especies químicas siguientes: He, Sb en SbCl3, S en

Na2S2O3, Al en Al2O3, O2 en MnO42-, Fe en Fe(CN)6

4-, Cl1-, P en Mg2P2O7, O en H2O2.4. ¿Cuál es el número de oxidación del S en el K2S2O7?5. ¿Cuál es el número de oxidación del S en el ión SO4? Sugerencia: De acuerdo con la última indicación pa-

ra determinar el número de oxidación, es conveniente igualar la fórmula igual a la carga neta del ión.6. Con base en los números de oxidación del hidrógeno, oxígeno y flour (1-), calcular el número de oxidación

de los otros átomos en los siguientes compuestos: H2SO3, H2Se, HNO3, MnO2, Mn2O7.7. El fósforo forma tres compuestos conocidos que contienen cloro: PCl3, PCl5, POCl3 (oxicloruro de fósforo),

determinar los números de oxidación del fósforo en estos compuestos.8. Uno de los principales minerales de Uranio es la Penchblenda (U3O8). Cuando se trata la Penchblenda con

ácido nítrico (HNO3) se obtiene nitrato de uranio – UO2(NO3) -, ¿cuál es el número de oxidación del uranio en la reacción (esto implica que debe calcular el número de oxidación del uranio, tanto, en los reactivos co-mo en el producto).

9. Calcular el número de oxidación del Cl en las siguientes moléculas: Cl 2O, CaCl2, NaClO3, KclO4, Bi(ClO2)3; del Mn en: MnS, MnSO4, KMnO4, Na2MnO4, MnO2; del P en: PO4

1-, PO33-, PH2O2, P2H2O5

2-.10. Balancear las siguientes ecuaciones, siguiendo las reglas de óxido-reducción, ión-electrón (medio ácido o

básico, según sea el caso) y por el método algebraico, e indicar en cada caso si se presenta o no un cambio en el número de oxidación

CaO + HCl CaCl2 + H2O

LiH + H2O LiOH + H2

Na2O + SiO2 Δ Na2SiO3

Al2O3 + HCl AlCl3 + H2O

Fe(OH)3 + NaOH NaFeO2 + H2O

Pb + H2SO4 PbSO4 + H2

Pb(NO3)2 Δ PbO + NO2 + O2

K2Cr2O7 + (CH3COO)2Pb + H2O PbCrO4 + CH3COOK + CH3COOH

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

KMnO4 + HCl Cl2 + MnO2 + H2O + KCl

(CH3)2C=CH2 + KMnO4 conc Δ CH3(CH3C=O + KOH + H2O + MnO2 + K2CO3

CH3CH=CH-CH=CH3 + KMO4 conc Δ CH3COOK + KOOCCOOK + KOH + H2O + MnO2 + K2CO3

CH3CHO + KMnO4 + OH1- CH3COOK + MnO2 + H2O

H2C=O + Ag(NH3)2 + OH1- HCOO1- + Ag + NH3 + H2O

H2C=CHCH2CH3 + KMnO4 Δ MnO2 + CO2 KOOCCH2CH3 + H2O + KOH

CH3CH=CHCH3 + KMnO4 Δ MnO2 +KOOCCH3 + KOH + H2O

(CH3)2C=CHCH2CH2CH3 + KmnO4 Δ MnO2 + (CH3)2C=O + KOOCCH2CH2CH3 + KOH + H2O

CH3C≡CH + KMnO4 + KOH CH3COOK + K2CO3 + MnO2 + H2O

CH3C≡CCH3 + KMnO4 CH3CH2COOK + CH3COOK + MnO2 + H2O

CuSO4 + Al Al2(SO4)3 + Cu

FeCl3 + SnCl2 FeCl2 + SnCl4

KMnO4 + FeSO4 H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

Na2SO4 CaCl2 CaSO4 + NaCl

AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3

KNO3 KNO2 + O2

Pb(NO3)2 PbO + NO2 O2

Bi + H2SO4 Bi2(SO4)3 + H2O + SO2


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Estequiometria

NH4NO3 N2O + H2O

KMnO4 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + H2O + O2

K2Cr2O7 + FeSO4 H2SO4 K2SO4 + Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + H2O

NaCl + H2SO4 + MnO2 NaHSO4 + MnSO4 + H2O + Cl2

Ca3(PO4)2 + H2SO4 CaHPO4 + CaSO4

Fe2+ + MnO41- Fe3+ + Mn2+ + O2-

HNO3 + H2S NO + S + H2O

MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O

KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

H2S + O2 SO2 + H2O

K2Cr2O7 + KI + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O

KmnO4 + H2SO4 + H2C2O4 MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O

KI + PbCrO4 + HCl PbCl2 + KCl + CrCl3 + I2 + H2O

KI + KBrO3 + HCl KCl + KBr + I2 H2O

NaBiO3 + H2SO4 + NaAsO2 H3AsO4 + NaSO4 + Bi2(SO4) + H2O

Bi2S3 + HNO3 Bi(NO3)3 + NO + S + H2O

Cr2O72- + Fe2+ Cr3+ + Fe3+

I1- + H2O2 I2 (ácido) + H2O en solución ácidaMnO4

1- + H2O2 Mn2+ + O2 en solución ácidaH2SO3 + MnO4

1- MnO2 + SO42- en solución básica

11. Un método conveniente para la preparación de óxido nítrico (NO) en el laboratorio, utiliza la oxidación del cobre metálico (Cu) por el ión nitrato (NO3

1-), en solución ácida. El cobre oxida a Cu2+, el ión nitrato se re-duce a NO. Balancear la ecuación correspondiente por los tres métodos.

CaCO3 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + H2CO3

Carbonato de calcio + ácido ortofosfórico ortofosfato tricálcico + ácido metacarbónico

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Balanceo de ecuaciones químicas Primero