Balanceo ( 2 de BGU) Realizar el ejercicio de la pag. 81 numero 17 literal a el segundo.

Balanceo de ecuaciones químicas

El punto de partida para realizar los cálculos estequiométricos es la ecuación química balanceada, la cual nos indica directamente en qué proporción se combinan los reactivos y se forman los productos.

Ejemplo 4.2.

Reacción de descomposición del clorato de potasio

2 KClO₃ (s) → 2 KCl(s) + 3 O₂ (g)

suponiendo que reaccionan 2 mol de KClO₃, se producen 2 mol de KCl y 3 mol de O₂. Si se hace un balance elemento a elemento, se observa que:
2 mol de K en los reactivos ≡ 2 mol de K en los productos
2 mol de Cl en los reactivos ≡ 2 mol de Cl en los productos
6 mol de O en los reactivos ≡ 6 mol de O en los productos

Ejemplo 4.3.

(GALEANO, 2011n). Reacción del metano con el oxígeno

Como lo indica la figura, por 1 mol de CH₄ (g) que reacciona, se requieren 2 mol de O₂ (g) para formar 1 mol de CO₂ (g) y 2 mol de H₂O (g).

Balanceo de ecuaciones químicas por simple inspección

Ejemplo 4.4.

Balancear la siguiente ecuación:

H₂SO₄ + Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + H₂O

Balanceo de metales (Al)

H₂SO₄ + 2 Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + H₂O

Balanceo de no metales (S)

3 H₂SO₄ + 2 Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + H₂O

Balanceo de H y de O

3 H₂SO₄ + 2 Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

Balanceo de ecuaciones químicas por el método redox

Primero se balanceará una ecuación química molecular (no participan especies iónicas).

Ejemplo 4.5.

Balancear por el método redox:

K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + CrSO₄ + K₂SO₄

Determinar los números de oxidación de los elementos involucrados en la reacción y tener en cuenta sólo aquellos cuyo número de oxidación cambia.

Determinar qué elemento se oxida y cuál se reduce y cuántos electrones se cedieron y ganaron por molécula del compuesto.
El Cr se reduce porque su número de oxidación disminuye de +6 a +2.
Gana 4 e^-/ átomo, es decir 8 e^-/molécula (nótese el subíndice 2)
El Fe se oxida porque su número de oxidación aumenta de +2 a +3.
Pierde 1 e^-/ átomo, es decir 1 e^-/molécula

Igualar el número de electrones ganados y perdidos. Los electrones por molécula del agente oxidante se colocan como coeficiente del agente reductor y viceversa.

Cuando el coeficiente es 1 no se coloca en la ecuación.
Continuar el balance por tanteo. Tener en cuenta el siguiente orden: (1) Elementos que varían su estado de oxidación, (2) Metales, (3) No metales, (4) Hidrógeno y oxígeno.
(1) K₂Cr₂O₇ + 8 FeSO₄ + H₂SO₄ → 4 Fe₂(SO₄)₃ + 2 CrSO₄ + K₂SO₄
(2) K₂Cr₂O₇ + 8 FeSO₄ + H₂SO₄ → 4 Fe₂(SO₄)₃ + 2 CrSO₄ + K₂SO₄
(3) K₂Cr₂O₇ + 8 FeSO₄ + H₂SO₄ → 4 Fe₂(SO₄)₃ + 2 CrSO₄ + K₂SO₄
(4) K₂Cr₂O₇ + 8 FeSO₄ + 7 H₂SO₄ → 4 Fe₂(SO₄)₃ + 2 CrSO₄ + 7 K₂SO₄
Ahora se balancerá una reacción química iónica (en ella participan especies iónicas)

Ejemplo 4.6.

Balancear por el método redox, en medio ácido:

HPO₃^2- + BrO₃^- → BrO₃^- + H₂PO₄^-

Se sigue el mismo procedimiento anterior excepto cuando se balancea el hidrógeno y el oxígeno

Si la reacción ocurre en medio ácido, las cargas se balancean agregando iones H⁺ y si ocurre en medio básico se agregan iones OH^-. Finalmente se agrega agua para balancear los hidrógenos, si es necesario. Balancear las cargas significa que la carga total en los reactivos debe ser exactamente igual a la carga total en los productos.

Nótese que no fue necesario añadir H₂O.

Ejemplo 4.7.

Balancear por el método redox, en medio básico:

P₄ + ClO^- → H₂PO₄^- + Cl^-

Se sigue el mismo procedimiento del ejemplo 4.5. excepto cuando se balancea el hidrógeno y el oxígeno

Si la reacción ocurre en medio ácido, las cargas se balancean agregando iones H⁺ y si ocurre en medio básico se agregan iones OH^-. Finalmente se agrega agua para balancear los hidrógenos, si es necesario.

Ejemplo 4.8. Balancear por el método redox, en medio ácido:

I₂ + KNO₃ → I^- + KIO₃ + NO₃^-

Se sigue el mismo procedimiento del ejemplo 4.5. excepto cuando se balancea el hidrógeno y el oxígeno. Cuando hay auto óxido-reducción (una misma sustancia se oxida y se reduce) se emplea el truco de escribirla dos veces.