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.

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.

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.

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

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.

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

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.

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.

MnO 2 + HCl MnCl 2 + H 2 O + Cl 2 Solución. Mn 4 O H 1 Cl -1 Mn 2 Cl 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

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