IGUALAR ( 2 DE BGU) IGUALAR EL EJERCICIO 4,4- 4,5- 4,6

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

Ejemplo 4.5.

Balancear por el método redox:

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

Ejemplo 4.6.

Balancear por el método redox, en medio ácido:

HPO₃^2- + BrO₃^- → BrO₃^- + H₂PO₄^-

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