BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

INTRODUCCIÓN:

Buen día queridos usuarios. Mediante esta entrada estudiaremos algunos de los distintos métodos por medio de los cuales es posible balancear correcta y eficientemente ecuaciones químicas. Es indispensable recordarles la importancia de saber perfectamente los estados de oxidación de los diferentes elementos y tener una adecuada concentración para con los procesos matemáticos necesarios para el desarrollo del tema. Espero que mi blog sea de su agrado.

OBJETIVOS

Dar a conocer los diferentes métodos existentes para balancear ecuaciones químicas.

Por medio de imágenes, vídeos y ejercicios, ser un soporte esencial para la comprensión de cada uno de los métodos que serán estudiados.

MARCO TEÓRICO

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. Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.

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.

Ejemplo. :

2 H2SO4

Significa:

Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles)

En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno.

Métodos para Balancear Ecuaciones:

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:

1) Ensayo y Error o Tanteo.

2) Mínimo Común Múltiplo.

3) Coeficientes Indeterminados o Algebraico.

• Algunos elementos cambian su valencia:

4) REDOX

5) Ion Electrón o Semirreacción: En medio ácido y básico.

BALANCEO DE ECUACIONES POR TANTEO

El balanceo de las ecuaciones químicas, 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.

Uno de los métodos para balancear una ecuación es el método por tanteo. En este método intentaremos equilibrar el número de átomos en la ecuación química, modificando los valores de las sustancias presente de uno o ambos lados, para que exista igualdad entre el número de átomos de las sustancias reaccionantes y las sustancias producidas. Es un método de ensayo y error.

Cuando estudiamos una reacción química compleja, existe la duda sobre si la cantidad de sustancias que reaccionan y las sustancias producidas son iguales en ambos lados de la ecuación. Aplicando el balanceo por tanteo, seguiremos los siguientes pasos:

1. Ejemplo de balanceo por tanteo de neutralización del sulfato de sodio con el ácido clorhídrico:

1. Tomamos en consideración los radicales de las sustancias que reaccionan, así como las que se producen. Veamos las siguiente reacción de neutralización del sulfato de sodio con el ácido clorhídrico:

Na2SO3 + HCl -- > NaCl + H2O + SO2

Como podemos ver, tenemos del lado izquierdo de la ecuación las sustancias reaccionantes: sulfato de sodio (Na2SO3) y ácido clorhídrico (HCl). Del lado derecho, tenemos los productos de la reacción: Cloruro de sodio o sal común (NaCl), Agua (H2O) y óxido de azúfre (SO2).

Podemos ver en esta ecuación las sustancias que reaccionan y las que se producen, con sus respectivas fórmulas. Sin embargo, para saber si esta ecuación está balanceada, debemos contar el número de átomos de uno y otro lado; si el total es el mismo de ambos lados entonces consideramos que la ecuación está balanceada. Así tenemos:

2 + 1 + 3 + 1+ 1 -- > 1 + 1 + 2 + 1 + 1 + 2

Na2SO3 + HCl -- > NaCl + H2O + SO2

Como podemos ver, el número de átomos en el primer miembro de la ecuación es menor que el segundo, por lo que la ecuación está desbalanceada.

2. Comenzaremos por identificar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación:

Lado izquierdo: Na = 2; S = 1; O = 3; H = 1; Cl = 1

Lado derecho : Na = 1; S = 1; O = 3; H = 2; Cl = 1

Así tenemos que del lado derecho de nuestra ecuación nos falta un átomo de sodio, mientras que sobra un átomo de hidrógeno.

3. Para balancear una ecuación al tanteo, tenemos que seguir las siguientes reglas:

a. No agregaremos elementos que no pertenezcan a la ecuación.

b. No modificaremos los radicales de los elementos de la ecuación, es decir, si de un lado el hidrógeno tiene un radical 2, debe seguir con el radical 2.

c. Sí podemos expresar al aumento de átomos agregando el número de átomos de alguno de los compuestos de la mezcla. Así, si queremos expresar que hay 4 átomos de ácido clorhídrico, escribiremos 4HCl.

d. Es conveniente comenzar el balanceo por los elementos que sólo aparecen una vez en cada miembro, dejando al último los que aparecen más de una vez, si es necesario.

e. El hidrógeno y el oxígeno son de los últimos elementos a considerar para el balanceo.

4. No tenemos un lugar definido para comenzar nuestro balanceo, así que podemos comenzar por cualquiera de los miembros de la ecuación. Comenzaremos con los átomos de sodio. Como vemos, en el primer miembro hay dos átomos de sodio para reaccionar en la molécula de sulfato de sodio, mientras que del lado derecho, en la sustancia producida, el cloruro de sodio, sólo hay un átomo de sodio. Esto significa que para equilibrar el sodio y que haya dos átomos en el resultado, debe haber dos moléculas de cloruro de sodio en el lado derecho de la reacción. Así tendríamos:

2 + 1 + 3 + 1+ 1 -- > 2 +2 + 2 + 1 + 1 + 2

Na2SO3 + HCl -- > 2NaCl + H2O + SO2

5. Como vemos, ya tenemos la misma cantidad de átomos de sodio. Pero nuestra ecuación sigue desequilibrada. En efecto, ahora tenemos:

Lado izquierdo: Na = 2; S = 1; O = 3; H = 1; Cl = 1

Lado derecho : Na = 2; S = 1; O = 3; H = 2; Cl = 2

6. Ahora tenemos dos átomos de cloro en el resultado y sólo uno en los reactivos. Si consideramos que el resultado de la reacción produce dos átomos de sal, y sólo hay un átomo de cloro en la molécula que reacciona, significa que ahora debemos considerar que actúan dos moléculas del compuesto que contiene el cloro, o sea, dos moléculas de ácido clorhídrico. Para comprobar si nuestra suposición es cierta, agregamos a nuestra fórmula la indicación de que están reaccionando dos átomos de HCl y volvemos a contar los átomos:

2 + 1 + 3 + 2 + 2 -- > 2 +2 + 2 + 1 + 1 + 2

Na2SO3 + 2HCl -- > 2NaCl + H2O + SO2

7. Ahora ya tenemos el mismo número de átomos reaccionando de uno y otro lado de la ecucación. Finalmente revisamos que en ambos lados exista el mismo número de átomos de cada elemento:

Lado izquierdo: Na = 2; S = 1; O = 3; H = 2; Cl = 2

Lado derecho : Na = 2; S = 1; O = 3; H = 2; Cl = 2

Tenemos el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación, lo que significa que nuestra fórmula está correctamente balanceada. También podemos apreciar que al comenzar a balancear por los elementos que sólo aparecen una vez, otros átomos, en este caso el hidrógeno, cambia sus valores dependiendo de la molécula en la que se encuentra combinado y la cantidad de moléculas que actúan en la ecuación, equilibrándose también junto con el resto de elementos.

Ejemplo de balanceo por tanteo del ácido nítrico con el hidróxido de calcio:

2. EJEMPLO: Ahora vamos a balancear la ecuación de la reacción del ácido nitrico con el hidróxido de calcio, la cual produce nitrato de calcio y agua:

HNO3 + Ca(OH)2 -- > Ca(NO3)2 + H2O

1. Comenzamos contando los átomos en cada lado de le ecuación y los átomos de cada elemento de la ecuación:

1 + 1 + 3 + 1 + 2 + 2 -- > 1 + 2 + 6 + 2 + 1

HNO3 + Ca(OH)2 -- > Ca(NO3)2 + H2O

Lado izquierdo: N = 1; Ca = 1; O = 5; H = 3

Lado derecho : N = 2; Ca = 1; O = 7; H = 2

Comenzaremos pues nuestro balance con el nitrógeno. Del lado de las reacciones tenemos dos átomos, mientras que en los reactivos, sólo hay uno. Esto podemos equilibrarlo considerando que actúan dos moléculas de ácido nítrico, por lo que nuestra fórmula y nuestro conteo de átomos quedarían así:

2 + 2 + 6 + 1 + 2 + 2 -- > 1 + 2 + 6 + 2 + 1

2HNO3 + Ca(OH)2 -- > Ca(NO3)2 + H2O

Lado izquierdo: N = 2; Ca = 1; O = 8; H = 4

Lado derecho : N = 2; Ca = 1; O = 7; H = 2

Ya equilibramos el nitrógeno, pero la ecuación aún está desbalanceada.

2. Observando nuestra ecuación, vemos que ya tenemos el mismo número de átomos de nitrógeno y de calcio. Esto significa que ya tenemos la cantidad adecuada de moléculas de ácido nítrico y de hidróxido de calcio para producir una molécula de nitrato de calcio. Comparando los átomos de todos los elementos, tenemos que a la ecuación de lado derecho le falta una molécula de oxígeno y dos de hidrógeno para estar equilibrada ¿Esto qué significa? Bien, pues una molécula de oxígeno y dos de hidrógeno producen agua, y como ya hay una molécula de agua presente en la reacción, significa que no es una sino dos las moléculas de agua que se producen.

Agregamos a nuestra fórmula que se producen dos moléculas de agua, y volvemos a contar átomos y elementos:

2 + 2 + 6 + 1 + 2 + 2 -- > 1 + 2 + 6 + 4 + 2

2HNO3 + Ca(OH)2 -- > Ca(NO3)2 + 2H2O

Lado izquierdo: N = 2; Ca = 1; O = 8; H = 4

Lado derecho : N = 2; Ca = 1; O = 8; H = 4

Nuestra ecuación está correctamente balanceada.

Como es un tanteo, debe recordar que las reglas indicadas, son recomendaciones. Aún así, para cualquier ejercicio, empiece usted, por donde desee pero tomando como parámetro que el número de átomos de este elemento está definido en uno de los miembros.

Si todo no está claro aún, te recomiendo que estudies el siguiente vídeo, Estoy segura que te ayudará mucho!: https://www.youtube.com/watch?v=pfmggI-Mdug

BALANCEO DE ECUACIONES POR OXIDOREDUCCIÓN

El método del cambio de los números de la oxidación es relativamente sencillo, y es un modo fácil de equilibrar las ecuaciones redox. Se basa en el hecho de que el aumento de los números de la oxidación de los reactantes que han sido oxidados tiene que ser idéntico a la disminución de los números de oxidación de los reactantes que han sido reducidos.

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

EXPLICACIÓN: Balancear la siguiente reacción química:

Para aplicar este método se pueden seguir los siguientes pasos:

1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor

2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce.

3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe multiplicarse por 2.

4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.

5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:

6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:

7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua:

8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más pequeños:

Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes definiciones:

Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce.

Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida.

Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida.

Electrones transferidos: En todo proceso redox el número de electrones transferidos es igual al número de electrones perdidos en la oxidación e igual al número de electrones ganados en la reducción.
e- transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción
e- transferidos = 4e- = 4e-

Los electrones perdidos en la oxidación son 4 porque son dos oxígenos que pierden 2 electrones cada uno.

Los electrones ganados en la reducción también son 4 porque son 4 hidrógenos que ganan un electrón cada uno.

EJEMPLO 2:

1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.

Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:

En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos

El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1

El Oxigeno casi siempre trabaja con -2

Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0

2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación

0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3

3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción

0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2

4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0

Fierro se oxida en 3 x 1 = 3

Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4

5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa

4Fe + 3O2 2Fe2O3

Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo.

Si aún tienes alguna duda por aclarar, ingresa al siguiente link. https://www.youtube.com/watch?v=9L2sCkjGGsw

IMPORTANTE

REGLAS PARA ASIGNAR NÚMEROS DE OXIDACIÓN

Número de oxidación: es el número de electrones que utiliza un átomo para formar un compuesto. Si el átomo se une a un elemento más electronegativo cede electrones y si se une a uno menos electronegativo gana electrones.

1. A los elementos elementos no combinados combinados se les asigna el número oxidación.

Cu Fe H 2 Cl 2 P 4

2. A los elementos del primer grupo de la tabla periódica cuando están formando compuestos, se les asigna el número de oxidación de +1, para el hidrógeno cuando se une a átomos menos electronegativos presenta el número de oxidación de –1. 0 0 0 0 0

3. Los elementos del segundo grupo de la tabla periódica cuando están formando compuestos, se les asigna el número de oxidación

+2. CaS BaCl 2 Sr(NO 3 ) 2

4. Al oxígeno en sus compuestos, se le asigna el número de +2 +2 +2 4. Al oxígeno en sus compuestos, se le asigna el número de oxidación de –2 , excepto en los peróxidos, cuyo número de oxidación será de –1.

H 2O H 2SO 4 KOH

Peróxidos H 2 O 2 Na 2 O 2 Li 2 O 2 -2 -2 -2 -1 -1 -1

5. Al formar compuestos binarios los elementos del grupo VI (S, Se y Te) tienen un número de oxidación de –2, excepto cuando están combinados con oxígeno o con halógenos.

Fe 2 S 3 CuTe Al 2Se 3

6. Cuando se tienen dos o más elementos en un compuesto, al más electronegativo se le asigna el número de oxidación +3 -2 -2 -2 +2 +3 más electronegativo se le asigna el número de oxidación negativo y a los menos electronegativos se le asigna el número de oxidación positivo.

K 2SO 4 CO 2 NO H 2SO 4

7. La suma de las cargas de los números de oxidación en un compuesto neutro es igual a cero.

+1 +6 -2 -2 +4 -2 -2 +2 +6 +1

Existen elementos que pueden tener varios números de oxidación (dependiendo del compuesto en el que se encuentren). Ejemplo: HNO 3 En el ejemplo propuesto para asignar el número de oxidación al nitrógeno se deben considerar las reglas antes mencionadas para el hidrógeno hidrógeno y el oxígeno oxígeno.

Aplicando la regla 2 (hidrógeno) y la regla 4 (oxígeno), al hidrógeno le corresponde +1 y al oxígeno –2; como se tiene un átomo de hidrógeno, el número de oxidación se multiplica por el número de átomos y la carga total será +1.

Para el oxígeno se tienen tres átomos por lo tanto la carga será –6. H N O 3 (+1)+( )+(-6) = 0 +1 -2

Para igualar a cero la suma de las cargas el nitrógeno deberá tener un número de oxidación igual a +5, como se muestra a continuación: H N O 3 (+1)+(+5)+(-6) = 0

8. Todos los iones monoatómicos tienen un número de +1 +5 -2 8. Todos los iones monoatómicos tienen un número de oxidación igual al de su carga.

Fe3+ Cu2+ Ba2+ Cl -

9. Los elementos en los iones, conservan sus números de oxidación en los cambios químicos. Por ejemplo: en el ácido carbónico, H 2CO 3, los números de oxidación de cada uno de los elementos son: H2 C O3 Por lo tanto, los números de oxidación del radical del carbonato son: C O3 Cualquier carbonato (radical), unido a otro elemento o grupo +1 +4 -2 +4 -2 Cualquier carbonato (radical), unido a otro elemento o grupo de elementos tendrá los mismos números de oxidación; así, en los ejemplos, que se muestran a continuación, los números de oxidación serán:

K2CO3 CaCO3 Al2(CO3)3 (NH4)2CO3