Miguel RAMIREZ GUZMAN

Balanceo de ecuaciones químicas. Sin variación de estados de oxidación Con variación de estados de oxidación Contenido: 2

Balanceo de Ecuaciones Químicas. 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. 3

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. 4

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:  Ensayo y Error o Tanteo.  Mínimo Común Múltiplo.  Coeficientes Indeterminados o Algebraico. Algunos elementos cambian su valencia:  REDOX  Ion Electrón o Semirreacción: En medio ácido o básico. Métodos para balancear ecuaciones: 5

1. Balanceo por tanteo: Se emplea para balancear ecuaciones sencillas. Se realiza al “cálculo” tratando de igualar ambos miembros. Para ello utilizaremos el siguiente ejemplo: Balancear: N 2 + H 2  NH 3  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. 6

7  Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas o símbolos que los necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente en menos sustancias: Primero balanceamos el nitrógeno:  El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el hidrógeno: N 2 + H 2  2 NH 3 N H 2  2 NH 3.  Si un coeficiente no es entero, entonces se debe multiplicar todos por el mayor de los denominadores. En este caso no ocurre.

8 Balancear: Al(OH) 3 + H 2 SO 4  Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O Primero balanceamos el metal aluminio: 2 Al(OH) 3 + H 2 SO 4  Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O Luego seguimos con el azufre: 2 Al(OH) H 2 SO 4  Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balanceado automáticamente: 2 Al(OH) H 2 SO 4  Al 2 (SO 4 ) H 2 O

9 Ejercicios 1. Fe + HCl  FeCl 3 + H 2 2. H 2 SO 4 + Ca 3 (PO 4 ) 2  CaSO 4 + H 3 PO 4 3. CO 2 + H 2 O  C 6 H 12 O 6 + O 2 4. C 3 H 8 + O 2  CO 2 + H 2 O 5.CaCO 3  CaO + CO 2 6. CaCO 3 + HCl  CaCl 2 + CO 2 + H 2 O 7. H 2 O 2  H 2 O + O 2 8. SO 2 + O 2  SO 3

10 2. Balanceo por el mínimo común múltiplo: Balancear: H 2 SO 4 + Ca 3 (PO 4 ) 2  CaSO 4 + H 3 PO 4 Se obtiene el número total de oxidación de los radicales poliatómicos: (SO 4 ) -2 = 2 ; (PO 4 ) 2 -3 = 6 ; (PO 4 ) -3 = 3 Se escriben los números de oxidación totales de los radicales, debajo de cada compuesto que los contiene: H 2 SO 4 + Ca 3 (PO 4 ) 2  CaSO 4 + H 3 PO 4    

11 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 H 2 SO 4 + Ca 3 (PO 4 ) 2  3 CaSO H 3 PO 4

12 Balancear: AlCl 3 + KOH  Al(OH) 3 + KCl Escribimos los números de oxidación de los radicales halogénicos y básicos: Cl 3 1- = 3 ; (OH) 1- = 1 ; (OH) 3 1- = 3 ; Cl 1- = 1 Entonces: AlCl 3 + KOH  Al(OH) 3 + KCl     Como el MCM es 3, dividiendo obtenemos: 1 ; 3 ; 1 ; 3. Luego la ecuación balanceada será: AlCl KOH  Al(OH) KCl

13 Ejercicios Balancear por el Mínimo Común Múltiplo: 1. FeCl 3 + K 4 [ Fe(CN) 6 ]  Fe 4  Fe(CN) 6  3 + KCl 2. H 2 SO 4 + AlCl 3  Al 2 (SO 4 ) 3 + HCl 3. CuCl 2 + H 2 S  CuS + HCl 4. Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4  HNO 3 + CuSO 4 5. BaCl 2 + Na 2 SO 4  BaSO 4 + NaCl

14 3. Balance por coeficientes indeterminados: Denominado también método algebraico. Se trata de un método verdaderamente algebraico que se utiliza para balancear cualquier ecuación química. Las reglas para su aplicación las veremos con el siguiente ejemplo: Balancear: KOH + Cl 2  KCl + KClO 3 + H 2 O Se asignan coeficientes literales a cada uno de los elementos o compuestos presentes, así: a KOH + b Cl 2  c KCl + d KClO 3 + e H 2 O Se igualan las cantidades de las sustancias reactantes con las sustancias del producto, mediante sus coeficientes, resultando una cantidad de ecuaciones equivalente a la cantidad de variables literales; así:

15 K  a = c + d (1) O  a = 3d + e (2) H  a = 2e (3) 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 a KOH + b Cl 2  c KCl + d KClO 3 + e H 2 O

16 Substituyendo valores en (2) 2 = 3d + 1  2 – 1 = 3d  1 = 3d  d = 1/3 Substituyendo valores en (1) 2 = C + 1/3  C = 5/3 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 denominador apropiado ( en este caso por 3) : a = 2 * 3 = 6 b = 1 * 3 = 3 c = 5/3 * 3 = 5 d = 1/3 * 3 = 1 e = 1 * 3 = 3

17 La ecuación balanceada será : 6 KOH + 3 Cl 2  5 KCl + KClO H 2 O Balancear: K 2 Cr 2 O 7 + HCl  KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O Escribimos los coeficientes incógnita: a K 2 Cr 2 O 7 + b HCl  c KCl + d CrCl 3 + e Cl 2 + f H 2 O 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)

18 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: K 2 Cr 2 O HCl  2 KCl + 2 CrCl Cl H 2 O

19 Ejercicios Balancear por coeficientes indeterminados: 1. H 2 SO 4 + HBr  SO 2 + H 2 O + Br 2 2. H 2 SO 4 + NaCl + MnO 2  H 2 O + NaHSO 4 + MnSO 4 + Cl 2 3. HgS + HCl + HNO 3  H 2 HgCl 4 + NO + S + H 2 O 4.CuS + HNO 3  Cu(NO 3 ) 2 + NO + S + H 2 O 5.H 2 SO 4 + C  H 2 O + SO 2 + CO 2 6.HCl + MnO 2  MnCl 2 + H 2 O + Cl 2 7.Ag + HNO 3  NO + H 2 O + AgNO 3 8.CuFeS 2 + O 2  SO 2 + CuO + FeO

20 4. Balance REDOX: Recordemos: Oxidación: Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos pierde electrones. En una ecuación química se nota por el aumento algebraico en su estado de oxidación. Al 0  Al 3+ Reducción: Cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana electrones. En una ecuación química se distingue por la disminución en su estado de oxidación. Fe 2+  Fe 0

21 En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. El número de electrones ganado por un átomo o grupo de átomos, es perdido por otro átomo o grupo de átomos. En estas reacciones NO hay producción ni consumo de electrones, sólo hay transferencia. Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman agentes reductores. Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan agentes oxidantes.

22 Balancear: Al 2 O 3 + C + Cl 2  CO + AlCl 3 Se determinan los números de oxidación para determinar cambios: Al 2 3+ O C 0 + Cl 2 0  C 2+ O 2- + Al 3+ Cl 3 1- Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al cambio del número de oxidación: Al 2 3+ O C 0 + Cl 2 0  C 2+ O 2- + Al 3+ Cl 3 1- Se procede a escribir las ecuaciones iónicas:

23 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: Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual: Al 2 O C + 3 Cl 2  3 CO + 2 AlCl 3 Se concluye el balanceo por tanteo. En el ejemplo como la ecuación ya quedó balanceada, no es necesario este proceso.

24 Balancear: CrI 3 + Cl 2 + NaOH  Na 2 CrO 4 + Na I O 4 + NaCl + H 2 O Cr 3+ I Cl NaOH  Na 2 Cr 6+ O 4 + Na I 7+ O 4 + NaCl 1- + H 2 O reduce oxida En este caso especial tres átomos cambian su valencia: Sumamos las ecuaciones (1 ) y (3 ) para hacer una sola ecuación de oxidación:

25 Igualamos la cantidad de electrones multiplicando por los factores respectivos: Se puede establecer una ecuación sumando: 2 CrI Cl 2 + ¿ NaOH  Na 2 CrO Na I O NaCl + ¿ H 2 O Completando: 2 CrI Cl NaOH  2Na 2 CrO Na I O NaCl + 32H 2 O

26 Ejercicios Balancear por REDOX: 1. Cu + HNO 3  Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O 2. NaClO 3 + K 2 SnO 2  NaCl + K 2 SnO 3 3. FeS 2 + O 2  Fe 2 O 3 + SO 2 4. Zn + NaNO 3 + NaOH  Na 2 ZnO 2 + NH 3 + H 2 O 5.KMnO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2  MnSO 4 + O 2 + K 2 SO 4 6.Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 SO 4 + H 2 O  Ca(H 2 PO 4 ) 2 + CaSO 4. 2H 2 O 7.HCl + MnO 2  MnCl 2 + H 2 O + Cl 2 8.Ag + HNO 3  NO + H 2 O + AgNO 3

27 5. Balance por ión electrón: En este método, cada proceso se plantea por una reacción parcial o semirreacción formada por las sustancias 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 a la ecuación total. Se suman algebraicamente las dos semirreacciones, eliminándose por cancelación, los términos que representan electrones y en algunos casos molécula o iones.

28 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 sustancias covalentes. Se presentan dos casos de balanceo por el método del ion electrón: En medio ácido y en medio básico.

29 1. 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 H 2 O 2 actúa como oxidante forma agua: H 2 O 2 + 2H + + 2e -  2H 2 O Cuando el H 2 O 2 actúa como reductor libera oxígeno: H 2 O 2 + 2(OH) -  2H 2 O + O 2 + 2e -

30 Balancear: Zn + HNO 3  NO + Zn(NO 3 ) 2 + H 2 O Escribimos los números de oxidación, e identificamos los cambios: Zn 0 + H + (NO 3 ) 1-  NO 0 + Zn 2+ (NO 3 ) H 2 O Planteamos las semirreacciones: Zn 0 → Zn 2+ (NO 3 ) - → NO 0 Realizamos el balance de masa: Zn 0 → Zn 2 (NO 3 ) - + 4H +  NO 0 + 2H 2 O

31 Ahora balanceamos la carga: Zn 0 → Zn e - (NO 3 ) - + 4H + + 3e -  NO 0 + 2H 2 O Igualamos el número de electrones: 3 x [Zn 0 → Zn e - ] 2 x [(NO 3 ) - + 4H + + 3e -  NO 0 + 2H 2 O] 3Zn 0 → 3Zn e - 2(NO 3 ) - + 8H + + 6e -  2NO 0 + 4H 2 O Sumamos algebraicamente: 3Zn 0 + 2(NO 3 ) - + 8H + + 6e -  3Zn e - + 2NO 0 + 4H 2 O

32 Introducimos los coeficientes encontrados y ajustamos: 3Zn 0 + 2(NO 3 ) - + 8H +  3Zn NO 0 + 4H 2 O 8 HNO 3 Balanceamos los elementos que no han variado (en este caso no es necesario): 3 Zn + 8 HNO 3  3 Zn(NO 3 ) NO + 4 H 2 O El zinc se ha oxidado y es el agente reductor. El ácido nítrico se ha reducido y es el agente oxidante.

33 Balancear: MnO 2 + HCl  Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O Escribimos los números de oxidación y elaboramos las semirreacciones: Mn 4+ O 2  Mn 2+ Cl 1-  Cl 2 0 Realizamos el balance de masa: Mn 4+ O H +  Mn H 2 O 2 Cl 1-  Cl 2 0 Balanceando la carga: Mn 4+ O H e -  Mn H 2 O 2 Cl 1-  Cl e -

34 Mn 4+ O H Cl 1-  Mn 2+ + Cl H 2 O MnO HCl  MnCl 2 + Cl H 2 O El HCl se ha oxidado y es el agente reductor. El MnO 2 se ha reducido y es el agente oxidante. Sumando las dos semiecuaciones: 4 HCl Regresando a la ecuación inicial con los coeficientes determinados:

35 Ejercicios Balancear por Ion Electrón : Medio Ácido: 1. KMnO 4 + H 2 S + HCl → MnCl 2 + S + KCl + H 2 O 2. Br 2 + SO 2 + H 2 O → HBr + H 2 SO 4 3. HNO 3 + H 2 S → NO + S + H 2 O 4. Ca(ClO) 2 + KI + HCl → I + CaCl 2 + H 2 O + KCl 5. KCl + KMnO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O + Cl 2

36 2. Medio básico.- También 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) que el número de oxígenos que faltan; en el otro miembro se coloca el doble de la cantidad de iones (OH) 1- en relación con el número de moles de agua. Balancear: Bi 2 O 3 + NaClO + NaOH  NaBiO 3 + NaCl + H 2 O Escribimos sus estados de oxidación e identificamos los cambios sufridos: Bi 2 3+ O Na 1+ (ClO) 1- + Na + (OH) 1-  Na + (BiO 3 ) 1- + NaCl 1- + H 2 O

37 Planteamos las semiecuaciones: Bi 2 3+ O 3 2-  (BiO 3 ) 1- (ClO) 1-  Cl 1- Balanceamos la masa: Bi 2 3+ O (OH) 1-  2 (BiO 3 ) H 2 O (ClO) 1- + H 2 O  Cl OH 1- Balanceamos la carga: Bi 2 3+ O (OH) 1-  2 (BiO 3 ) H 2 O + 4 e - (ClO) 1- + H 2 O + 2 e -  Cl OH 1- Igualamos el número de electrones en ambos miembros: Bi 2 3+ O (OH) 1-  2 (BiO 3 ) H 2 O + 4 e - 2 x [(ClO) 1- + H 2 O + 2 e -  Cl OH 1- ]

38 Bi 2 3+ O (OH) 1-  2 (BiO 3 ) H 2 O + 4 e - 2 (ClO) H 2 O + 4 e -  2 Cl OH 1- Bi 2 3+ O (OH) (ClO) 1-  2 (BiO 3 ) Cl 1- + H 2 O Introducimos los coeficientes: Bi 2 O 3 + 2NaClO + 2NaOH  2NaBiO 3 + 2NaCl + H 2 O Eliminando el número de electrones y sumando:

39 Balancear: NH 3 + Na 2 Cr O 4 + H 2 O + NaCl  NaNO 3 + CrCl 3 + NaOH Escribimos los estados de oxidación e identificamos los cambios: N 3+ H 3 + Na 2 (Cr O 4 ) 2- + H 2 O + NaCl  Na(NO 3 ) 1- + Cr 3+ Cl 3 + NaOH Escribimos las semiecuaciones: N 3+ H 3  (NO 3 ) 1- (CrO 4 ) 2-  Cr 3+ Balanceamos respecto a la masa: N 3+ H (OH) 1-  (NO 3 ) H 2 O (excesso de H)! (CrO 4 ) H 2 O  Cr (OH) -

40 Balanceamos respecto a la carga: N 3+ H (OH) 1-  (NO 3 ) H 2 O + 8 e - (CrO 4 ) H 2 O + 3e -  Cr (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.

41 3 x [N 3+ H 3 + 9(OH)  (NO 3 ) H 2 O + 8e - ] 8 x [(Cr O 4 ) H 2 O + 3e -  Cr (OH)] 3 N 3+ H (OH) 1-  3 (NO 3 ) H 2 O + 24e - 8 (Cr O 4 ) H 2 O + 24e -  8 Cr (OH) 1- 3N 3+ H 3 + 8(Cr O 4 ) H 2 O  3(NO 3 ) Cr (OH) 1- Igualando el número de electrones en ambas semiecuaciones:

42 Finalmente colocamos los coeficientes respectivos en la ecuación y notamos que el NaCl no tiene coeficiente conocido: 3NH 3 + 8Na 2 Cr O H 2 O + ?? NaCl  3NaNO 3 + 8CrCl NaOH Balanceamos por tanteo (consideramos el número de Cl = 24): 3NH 3 + 8Na 2 Cr O H 2 O + 24NaCl  3NaNO 3 + 8CrCl NaOH

43 Ejercicios 1.Zn + NaNO 3 + NaOH  Na 2 (ZnO 2 ) + NH 3 + H 2 O 2.KMnO 4 + NH 3  KNO 3 + MnO 2 + KOH + H 2 O 3.Fe(OH) 2 + O 2 + H 2 O  Fe(OH) 3 4. Ag 2 SO 3 + AgBr + H 2 O

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