Reglas para el balanceo de ecuaciones químicas.  Se escribe las fórmulas correctas de los reactivos y los productos colocando los reactivos a la izquierda.

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1 Reglas para el balanceo de ecuaciones químicas.  Se escribe 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. Ca(OH) 2 (ac) + H 3 PO 4 (ac) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) +H 2 O (l)  Inicia el proceso de balanceo seleccionando el elemento específico que se va a balancear. Por lo general, se selecciona el elemento del compuesto que contenga la mayor cantidad de átomos. El elemento no debe ser un ion poliatómico ni debe ser el H u O. Realice el balanceo en el otro compuesto que contenga el mismo elemento.

2 Ca(OH) 2 (ac) + H 3 PO 4 (ac) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) +H 2 O (l) 3Ca(OH) 2 (ac) + H 3 PO 4 (ac) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) +H 2 O (l)  Enseguida realice el balanceo de lo iones politómicos que deben ser iguales en ambos lados de la ecuación. 3Ca(OH) 2 (ac) + H 3 PO 4 (ac) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) +H 2 O (l) 3Ca(OH) 2 (ac) + 2 H 3 PO 4 (ac) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) +H 2 O (l)  Balancee los átomos de H y luego los átomos de O.

3 3Ca(OH) 2 (ac) + 2 H 3 PO 4 (ac) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) +H 2 O (l) 3Ca(OH) 2 (ac) + 2 H 3 PO 4 (ac) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) +6H 2 O (l)  Verifique todos los coeficientes para comprobar que son números enteros y que estén en la proporción más pequeña posible. Si los coeficientes son fracciones, debe multiplicar todos los coeficientes por un número que convierta las fracciones en números enteros.

4 O 2 (g) + C 8 H 18 (l) CO (g) + H 2 O Balancear por inspección cada una de las siguientes ecuaciones: a) Fe(s) + HCl (ac) FeCl 2 (ac) + H 2 (g) b) Al(OH) 3 (S) + H 3 PO 4 (ac) AlPO 4 (s) + H 2 O c) C 4 H 10 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O

5 Oxidación y reducción  Oxidación: es una reacción química en la cual una sustancia pierde electrones. Su número de oxidación aumenta.  Reducción: es una reacción química en la cual una sustancia gana electrones. Su número de oxidación disminuye.

6 Reglas básicas para asignar estados de oxidación. El número de oxidación de un elemento libre es cero, tanto si es atómico como molecular (Fe, H 2,Cl 2 etc.). En los iones simples (iones de un solo átomo el # de oxidación = a la carga del ión) por ejemplo Al +3 El hidrógeno y los elementos del grupo IA de la tabla periódica tienen # de oxidación de +1 Ejem. H +1, Li +1, Na +1, Rb +1 etc. Los elementos del grupo IIA el # de oxidación es de +2 ejemplo Ca +2

7 En la mayor parte de los compuestos que contienen oxígeno el # de oxidación de este compuesto es –2. Existen sus excepciones como en el caso de los peróxidos que es –1 H 2 O 2 Los halógenos (F, Cl, Br, I) generalmente presentan estado de oxidación de -1. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos que forman una molécula neutra es cero. Si se trata de un ión, la suma es igual a la carga del ión.

8 Método de oxido-reducción 1.A todas las sustancias se asignan números de oxidación con la finalidad de identificar los átomos que se oxidan y reducen. 2.Escribir las ecuaciones electrónicas para los procesos de oxidación y de reducción. 3.Ajustar los coeficientes en ambas ecuaciones electrónicas teniendo en cuenta que el número de electrones perdidos es igual al número de electrones ganados. 4.Colocar los coeficientes en la ecuación y terminarla de balancear por tanteo.

9 MnO 2 + HCl MnCl 2 + H 2 O + Cl 2 Solución. Mn 4 O -2 2 + H 1 Cl -1 Mn 2 Cl -1 2 + H 1 2 O -2 + Cl 0 2 Mn 4 Mn 2 (Se oxida, por lo tanto pierde electrones) Cl -1 Cl 0 (Se reduce, por lo tanto gana electrones) Mn - 2e - Mn 1 ( Mn - 2e - Mn ) 2Cl +2e - Cl 2 1 (2Cl +2e - Cl 2 ) Mn +2Cl Mn + Cl 2 MnO 2 +2HCl MnCl 2 + H 2 O + Cl 2 MnO 2 +4HCl MnCl 2 + 2H 2 O + Cl 2

10 Ejercicios. 1.KClO 3 + KI +H 2 O KCl + I 2 + KOH 2. Cr 2 O 3 + KNO 3 + Na 2 CO 3 Na 2 CrO 4 + KNO 2 +CO 2 3. HNO 3 +HBr Br 2 + NO +H 2 O 4. HNO 3 + H 2 S NO + S + H 2 O