Balanceo de ecuaciones químicas ( 2 de BGU) buscas cinoi ecuaciones químicas e igualar por cualquier método

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.

Balanceo de ecuaciones químicas por el método del ion-electrón

Se emplea en reacciones iónicas redox y también se denomina método de reacciones medias o semireacciones.
Ejemplo 4.9. Balancear por el método redox, en medio ácido:

P₄ + ClO^- → PO₄^3- + Cl^-

La reacción total se separa en dos semireacciones y no es necesario determinar los estados de oxidación de los elementos.
Semireacciones:

P₄ → PO₄^3-

ClO^- → Cl^-

Se balancean metales y no metales, oxígenos con agua e hidrógenos con H⁺ (cuando se trata de medio ácido)

P₄ + 16 H₂O → 4 PO₄^3- + 32 H⁺

ClO^- + 2 H⁺ → Cl^- + H₂O

Se balancean cargas con electrones (e^-)

Se multiplica cada semireacción por un número apropiado para igualar el número de electrones ganados y perdidos
En este caso se multiplica la segunda reacción por 10 para que los e^- queden igualados a 20.

P₄ + 16 H₂O → 4 PO₄^3- + 32 H⁺ + 20 e^-

10 ClO^- + 20 H⁺ + 20 e^- → 10 Cl^- + 10 H₂O

Finalmente, se suman ambas semireacciones, se reducen los términos semejantes y se simplifica, si es posible.

P₄ + 10 ClO^- + 6 H₂O → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 12 H⁺

Si la reacción ocurre en medio básico, se sigue todo el procedimiento anterior para balancear la reacción en medio ácido y después se suman, tanto en reactivos como en productos, un número de OH^- igual al de iones H⁺ presentes. Finalmente se simplifica teniendo en cuenta que H⁺ + OH^- → H₂O.

P₄ + 10 ClO^- + 6 H₂O + 12 OH^- → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 12 H⁺ + 12 OH^-

P₄ + 10 ClO^- + 6 H₂O + 12 OH^- → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 12 H₂O

P₄ + 10 ClO^- + 12 OH^- → 4 PO₄^3- + 10 Cl^- + 6 H₂O