Balanceo de Ecuaciones

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Ciencia, Tecnología y Ambiente 3º de Secundaria 1

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Módulo de Aprendizaje nº 13

Lic. Educ. Yasser E. Jara Bravo Lic. Educ. Yasser E. Jara Bravo

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INTRODUCCIÓN

La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos 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.

REACCIONES QUÍMICAS Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras.

EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O.las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.

NÚMERO DE OXIDACIÓN O ESTADO DE OXIDACIÓN: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados.Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducciónOXIDACIÓN: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.

REDUCCIÓN: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno


BALANCEO DE ECUACIONESBALANCEO DE ECUACIONES

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Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE OXIDA

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE REDUCE.

Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.

Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias.Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras sustancias.

REGLAS PARA ASIGNAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN: El uso de los números de oxidación parte del principio de que en toda fórmula química la suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a cero. Basado en esto se han creado las siguientes reglas:

Los elementos no combinados, en forma de átomos o moléculas tienen un número de oxidación igual a cero. Por ejemplo:

El hidrógeno en los compuestos de los cuales forma parte, tiene como número de oxidación +1:


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En los hidruros metálicos el número de oxidación es -1

Cuando hay oxigeno presente en un compuesto o ion, el numero de oxidación es de -2:

En los peróxidos el numero de oxidación del oxigeno es -1: H2O2-1

El oxigeno tiene numero de oxidación +2 en el F2O porque el F es mas electronegativo que el oxigeno.

El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo:

Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando están combinados con el hidrogeno o con metales:

Los números de oxidación de los no metales pasan a ser positivos cuando se combinan con el oxigeno, excepto en los peróxidos.

PASOS PARA ESTABLECER EL NUMERO DE OXIDACIÓN:


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Paso 1: Anotar encima de la formula los números de oxidación de aquellos elementos con números de oxidación fijo. Al elemento cuyo índice de oxidación se va a determinar se le asigna el valor de X y sumando éstos términos se iguala a 0. Esto permite crear una ecuación con una incógnita-. Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números de oxidación conocidos:

Paso 3: Sustituir en la fórmula química los átomos por los valores obtenidos e igualar la suma a 0, luego despejar X y calcular el valor para ésta. El valor obtenido para X será el número de oxidación del Nitrógeno en el ácido nítrico: La suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a 0.

LA ECUACIÓN QUÍMICA En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.

HCl

+ reactivos

NaOH →Na

Cl

+productos

H2

O

CARACTERÍSTICAS DE LA ECUACIÓN :

1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) )

2. Deben indicarse los catalizadores sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos. EJEMPLO:


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6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

luz solar 3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía 4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen EJEMPLO:

2H(g) + O2(g) → 2H2O (l) + 136 kcal

5. Si hay una delta sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción; EJEMPLO:

KClO3 KCl + O2

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en:

NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLOComposición o síntesis

Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto

2CaO(s

)+ H2O(l) → Ca(OH)2(ac)

Descomposición o análisis

Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula :

2HgO (s)

→ 2Hg(l

)+ O2(g)

Neutralización En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.

H2SO4

(ac)

+ 2NaOH(ac)

→ Na2SO4(ac)

+ 2H2O(l)


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Desplazamiento Un átomo sustituye a

otro en una molécula CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

Intercambio o doble desplazamiento

Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan

K2S +MgSO4

→ K2SO4+ MgS

Sin transferencia de electrones

Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de electrones.

Reacciones de doble desplazamiento

Con transferencia de electrones (REDOX)

Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos en los reactivos con respecto a los productos.

Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento

Reacción endotérmica

Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo.

2NaH 2Na(s) + H2(g)

Reacción exotérmica

Es aquella que desprende calor cuando se produce.

2C ( grafito)

+ H2(g)→ C2H2

(g)

ΔH=54.85 kcal

BALANCEO DE ECUACIONES Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones:


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1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos. EJEMPLO:-*

N2 + 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.

2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:

BALANCEO DE ECUACIONES CAMBIO EN ELECTRONES

CAMBIO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN

Oxidación Perdida Aumento

Reducción Ganancia Disminución


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Agente oxidante ( sustancia que se reduce)

Gana Disminuye

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. 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 estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.

Mn+4O2-

2 + H+1 Cl-1 → Mn+2Cl2-1 + Cl2

0 + 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.Ciencia, Tecnología y Ambiente 3º de Secundaria

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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 oxidación (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.

(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)

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

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

2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S (4a)


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(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) ION ELECTRÓN Los pasos de este método son los siguientes:A) ESCRIBIR una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.B) ESCRIBIR una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.C) IGUALAR cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras. Puede añadirse H2O y H+ para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H2O en el miembro. Luego se emplean H+ para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH-. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H2O en el mismo miembro y 2OH- en el otro miembro.D) IGUALAR cada ecuación parcial en cuanto al numero de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación.E) MULTIPLICAR cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones.F) SUMAR las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.G) SIMPLIFICAR los coeficientes.


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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 oxidante) (1a)

Fe+2 → Fe+3 ( para el agente reductor) (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:

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)


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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 + 7H2

O+ 6Fe+3

Óxido – ReducciónReacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados.Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducciónOxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.

Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno

Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE OXIDA

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido


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SE REDUCE.

Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.

Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias.Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras sustancias.Reglas para asignar el número de oxidación: El uso de los números de oxidación parte del principio de que en toda fórmula química la suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a cero. Basado en esto se han creado las siguientes reglas:

Los elementos no combinados, en forma de átomos o moléculas tienen un número de oxidación igual a cero. Por ejemplo:

El hidrógeno en los compuestos de los cuales forma parte, tiene como número de oxidación +1:

En los hidruros metálicos el número de oxidación es -1

Cuando hay oxigeno presente en un compuesto o ion, el numero de oxidación es de -2:

En los peróxidos el numero de oxidación del oxigeno es -1: H2O2-1

El oxigeno tiene numero de oxidación +2 en el F2O porque el F es mas electronegativo que el oxigeno.

El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo:


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Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando están combinados con el hidrogeno o con metales:

Los números de oxidación de los no metales pasan a ser positivos cuando se combinan con el oxigeno, excepto en los peróxidos.

Pasos para establecer el numero de oxidación:

Paso 1: Anotar encima de la formula los números de oxidación de aquellos elementos con números de oxidación fijo. Al elemento cuyo índice de oxidación se va a determinar se le asigna el valor de X y sumando éstos términos se iguala a 0. Esto permite crear una ecuación con una incógnita-. Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números de oxidación conocidos:

Paso 3: Sustituir en la fórmula química los átomos por los valores obtenidos e igualar la suma a 0, luego despejar X y calcular el valor para ésta. El valor obtenido para X será el número de oxidación del Nitrógeno en el ácido nítrico: La suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a 0.El mismo procedimiento se aplicará en el caso de los iones, con la salvedad que la suma algebraica debe tener como resultado el número de carga del ión. Así para calcular el número de oxidación del Cl en el ión clorato (ClO-

3), la ecuación será igual a menos 1 (-1).


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Paso 1: Aquí es importante recordar que el número de oxidación del Oxígeno en un compuesto o ión es de -2, excepto en los peróxidos donde es -1.Paso 2: El número de oxidación del cloro en el ión clorato es +5

Oxidación y reducción en una ecuación: para determinar si un elemento se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante) en la ecuación pueden seguirse los siguientes pasos:

Paso 1: Escribir los números de oxidación de cada elemento:Paso 2: Se observa que los elementos varían su número de oxidación:Paso 3: Determinación de los agentes reductores y oxidantes:

Balanceo de ecuaciones de óxido reducción (Redox): Las reacciones de óxido-reducción comprenden la transferencia de electrones. Pueden ocurrir con sustancias puras o con sustancias en solución. Para balancear una ecuación redox, generalmente se usan dos métodos; el método de ión electrón o de las semiecuaciones utilizado para las ecuaciones iónicas y el método del cambio en el número de oxidación que se puede usar tanto en ecuaciones iónicas como en ecuaciones totales (moleculares).

Método del ión electrón:Para balancear la siguiente ecuación:


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Paso 1: Escribir la ecuación parcial para el agente oxidante y otra para el reductor:

Paso 2: Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de átomos de cada elemento. Para ello puede añadirse H2O y H+ a las soluciones ácidas o neutras, esto para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Si se trata de soluciones alcalinas puede utilizarse el OH-. Así: Esta ecuación parcial requiere que se coloque un 2 en el Cr de la derecha para igualar la cantidad de la izquierda, además requiere de 7H2O en la derecha para igualar los oxígenos de la izquierda (O-2

7). Es por ello que para igualar los hidrógenos del agua se coloca 14H+ en la izquierda. Paso 3: Efectuar el balanceo de las cargas:En esta ecuación la carga neta del lado izquierdo es 12+ y del lado derecho es 6+, por ello deben añadirse 6 electrones (e-) en el lado izquierdo:Para la ecuación parcial:Fe+2 Fe+3

Se suma 1 e- del lado derecho para igualar la carga 2+ en el lado izquierdo, quedando: Paso 4:Ahora se igualan los electrones ganados y perdidos, para ello se multiplica la ecuación:Fe+2 Fe+3 + 1e- por 6, así: Paso 5: Se suman las ecuaciones parciales y se realiza la simplificación de los electrones:

Para comprobar que la ecuación final está balanceada, se verifican tanto el número de átomos como el número de cargas:

Balance atómico Balance electrolíticoIzquierda

Derecha Izquierda = Derecha

2Cr 2Cr -2+14+12 = 6 + 0 + 18+24 = 2470 70

14H 7x2 =14H6Fe 6Fe


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Método del cambio de valencia:Balanceo de la siguiente ecuación:

Paso 1: Escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas en este tema para asignar el número de oxidación.

Paso 2: Determinar cuales elementos han sufrido variación en el número de oxidación:Paso 3: Determinar el elemento que se oxida y el que se reduce:Paso 4: Igualar el número de electrones ganados y perdidos, lo cual se logra multiplicando la ecuación Sn0 – 4e- Sn+4 por 1 y la ecuación: N+5 + 1e- N+4 por 4, lo que dará como resultado:Paso 5: Sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el numero de electrones perdidos y ganados que debe ser igual:Paso 6: Llevar los coeficientes de cada especie química a la ecuación original:En algunos casos la ecuación queda balanceada pero en otros, como este es necesario terminar el balanceo por tanteo para ello es necesario multiplicar el agua por dos:


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BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS

Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente 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 Lavoisiere. 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

Ciencia, Tecnología y Ambiente 3º de Secundaria

Balance atómico1 Sn 1 Sn4 H 2 x 2 = 4 H4 N 4 N4 x 3 = 120 2 + (4x2) + 2 = 120

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Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de esta forma queda una ecuación balanceada.

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.

Los métodos más comunes para balancear una ecuación son : Tanteo , Algebraíco y Redox .

===== Métodos =====

Tanteo Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.

Ejemplo :

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


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El 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


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


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

2 K + 2 H2O 2 KOH + H2

Ecuación balanceada

Algebraico Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes. Ecuación a balancear:

FeS + O2 Fe2O3 + SO2

Los pasos a seguir son los siguientes: Ciencia, Tecnología y Ambiente 3º de Secundaria

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

A B C DFeS + O2 Fe2O3 + SO2

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 (generalmente 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


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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

RedoxSe 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 concepto "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 compuestos equivale a su valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen número de oxidación cero, por ejemplo :


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Na + H2O NaOH + H2

Na0 + H+12O-2 Na+1O-2H+1 + H0

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Reacción Redox Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambia al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabras REDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce. Oxidación . Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen. Reducción . Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan.

Para la reacción anterior : Na0 Na+1 Oxidación H+1

2 H0

2 Reducción

Para expresar ambos procesos, se utilizan hemirreacciones donde se escriben las especies cambiantes y sobre las flechas

se indica el número de electrones ganados y/o perdidos.

BALANCEO REDOX Las reglas para el balanceo redox (para aplicar este método, usaremos como ejemplo la

siguiente reacción) son:

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

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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


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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).

+6 e

Cr+62 Cr+3

2 Reducción

- 4e

S0 S+4 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).

+6 e

2 [ Cr+62 Cr+3

2 ]- 4e

3 [ S0 S+4 ]+12 e

2 Cr+62 2Cr+3

2

- 12e

3 S0 3 S+4

4. Hacer una sumatoria de las hemirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes. Ciencia, Tecnología y Ambiente 3º de Secundaria

25

Módu

lo d

e Q

uím


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


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Balanceo de Ecuaciones