Colegio Centroamérica Msc. Martha Portugal Duarte Martes Unidad II: Ecuaciones y Reacciones Químicas. Gases y Disoluciones. Contenido: Balanceo de Ecuaciones Químicas.

Objetivos:  Balancear ecuaciones químicas aplicando los métodos de simple inspección y redox.  Establecer los pasos necesarios para el balanceo de ecuaciones mediante la resolución de ejercicios.

Consiste en establecer la cantidad de sustancias que intervienen en una reacción química para que correspondan con la cantidad de sustancias producidas, es decir, que los elementos que reaccionan en el primer miembro de la ecuación son los mismos que quedan después de la reacción en el segundo miembro de la ecuación.

 Comenzaremos por identificar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.  No modificaremos los radicales de los elementos de la ecuación.  Es conveniente comenzar el balanceo por los elementos que sólo aparecen una vez en cada miembro.  Podemos expresar al aumento de átomos agregando el número de átomos de alguno de los compuestos de la mezcla.  El hidrógeno y el oxígeno son de los últimos elementos a considerar para el balanceo.

Primero se ajustan Metales Segundo ajuste No metales Tercer ajuste Hidrógenos Último ajuste Oxígenos Orden de inspección y ajuste por tanteo Orden de inspección y ajuste por tanteo

Balanceo de Ecuaciones por Oxidación- Reducción o Redox. Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que una pérdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor electricidad, etc.) En una reacción si un elemento se oxida, también debe de existir un elemento que se reduce.

OXIDACIÓN: es cuando un elemento pierde electrones originando que aumente su estado de oxidación. REDUCCIÓN: es cuando un elemento gana electrones, originando que disminuya su número de oxidación.

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa. 2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos. 3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce). 4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento (Plantear semiecuaciones). 5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento. 6.- Cruzar los resultados hasta igualar carga electrónica. 7.- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente. 8.-Completar el balanceo por tanteo. 9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación. 10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión.

Pasos Plantear las fórmulas en la ecuación. Determinar los números de oxidación de cada elemento. Identificar sustancia oxidada y reducida. Equilibrar cargas en las semi ecuaciones. Balancear por tanteo.

Se hace reaccionar cobre sólido con ácido cítrico para producir nitrato de cobre (II), monóxido de nitrógeno y agua. Cu + HNO > Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O ¿Quiénes se oxidan o reduce? Cu + HNO > Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O o Cu Cu e- : Pierde 2 e- (multiplicar x3) o N e N +2 : Gana 3 e- (multiplicar x2)

o 3Cu Cu e- (se eliminan cargas) o 2N e N +2 (cambiar coeficientes) Inspeccionar elementos en ambos lados de la ecuación y ajustar coeficientes. Cu: 3-3 N: 8-8 H: 8- 8 O: Cu + 2HNO > 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + H 2 O 3Cu + 8HNO > 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O

Ejercicios a)HCl + MnO > MnCl 2 + H 2 O + Cl 2 b)H 2 SO 4 + HI -----> H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O c)HNO 3 + HI -----> NO + I 2 + H 2 O d)HNO 3 + H 2 S > NO 2 + H 2 O + S e)CuS + HNO > Cu(NO 3 ) 2 + S + H 2 O + NO f)K 2 Cr 2 O 7 + HCl > CrCl 3 + KCl + H 2 O + Cl 2 g)KMnO 4 + HBr > MnBr 2 + KBr + H 2 O + Br 2 h)MnO 2 + HCl > MnCl 2 + H 2 O + Cl 2 i)Na 2 Cr 2 O 7 + HCl > NaCl + CrCl 3 + H 2 O + Cl 2 j)C + HNO > CO 2 + NO 2 + H 2 O k)K 2 Cr 2 O 7 + SnCl 2 + HCl > CrCl 3 + SnCl 4 + KCl + H 2 O