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Balanceo De Ecuaciones Quimicas

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Categoría: Ciencia

Enviado por: tomas 22 junio 2011

Palabras: 6436 | Páginas: 26

...

son biatómicas; ejemplos: H2, O2, 2 F2, l2, Br2,I2

3. La ecuación debe cumplir con la ley de conservación de la masa de Lavousier: “La materia no se crea ni se destruye solo se transforma”, es decir, el numero de átomos debe ser igual en los reactantes y en los productos; debe ser balanceada.

Una ecuación química debe balancearse para que suministre información cuantitativa útil sobre la reacción. El balanceo o ajuste de una ecuación puede ser matemático que asegura que aparezca el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados de la misma; pueden balancearse por tanteo (por prueba y errores) ó por el método algebraico. ó Bien empleado métodos químicos, en este caso se toma en cuenta el numero de átomo y los electrones perdidos y ganados en la reacción, método mejor conocido como Oxido-reducción, que puede ser por el numero de oxidación o por ión electrón.

1. Balanceo por el método redox. (Numero de oxidación)

.

Balaceo de ecuaciones de oxidación-reducción.

Sn + HNO3 ( SnO2 + NO2 + H2O

Paso 1: Asignar el número de oxidación a cada elemento.

Sn + HNO3 ( SnO2 + NO2 + H2O

Observa que cambian los números de oxidación del Sn y N

Paso 2: Identifica los átomos que sufrieron cambios en su número de oxidación y escribe las semirreacción de oxidación y la de reducción indicando los electrones ganados y perdidos.

Sn + N ( Sn + N

Semirreacción de Oxidación. Sn ( Sn + 4ē

Semirreacción de Reducción . N + 1ē ( N

Paso 3: Se iguala el numero de electrones perdidos y ganados multiplicando por los 4ē perdidos a la semirreacción de Reducción y por 1ē ganado multiplicando a la semirreaccion de oxidación. .

Semirreacción de Oxidación. 1ē (Sn ( Sn + 4ē)

Semirreacción de Reducción . 4ē ( N + 1ē ( N )

Paso 4. Se suman las dos semirreacciones resultantes,

Semirreacción de Oxidación. 1 Sn ( 1Sn + 4ē

Semirreacción de Reducción . 4ē N + 4ē ( 4 N

1 Sn + 4 N ( 1 Sn + 4 N

Paso 5. Se colocan los coeficientes en la ecuación original, el numero 1 no se coloca y se termina de balancear por tanteo los átomos que no sufrieron cambios en su número de oxidación.

Sn + 4HNO3 ( SnO2 + 4 NO2 + 2 H2O

Paso 6. Por ultimo se verifica que ambos miembro de la ecuación tenga el mismo número de átomos de cada elemento.

Ejercicio 1

HCl + MnO2 ( MnCl2 + H2O + Cl2

Paso 1. Escribir número de Oxidación.

H+1Cl-1 + Mn+4O-22 ( Mn+2Cl-12 + H+12O-2 + Cl02

Pasos 2 y 3. Se identifican los elementos que cambian su Numero de oxidación, escriben las semirreacciones y se igualan numero de electrones perdidos y ganados.

Semirreacción de

reducción 1 ( Mn+4 + 2 ē ( Mn+2)

Oxidación. 2 ( Cl -1 ( Clº + 1 ē)

Mn+4 + 2 ē ( Mn+2)

2Cl -1 ( 2Clº + 2 ē)

Paso 4. se suman. Mn+4 + 2 Cl -1 ( Mn+2 + 2Clº

las semirreacciones.

Paso 5. Se escriben los coeficientes en la ecuación original y se termina de balancear por tanteo. En este caso el coeficiente obtenido es el del cloro gaseoso, no se pone por tener el subíndice dos, que indica que son dos cloros.

MnO2 + 4HCl ( MnCl2 + 2H2O + Cl2

Ejercicio 2

HI + HNO3 ( NO +H2O +I2

H+1I-1 + H+1N+5O-23 ( N+2O-2 +H+12O-2 +l02

Semirreacción de

Reducción: 2ē (N+5 + 3ē ( N+2 )

Oxidación 3ē ( l -1 ( l2º + 2ē )

2N+5 + 3 I-1 + 6ē ( 3 l02 + 2 N+2 + 6ē

2HNO3 + 6HI ( 3l2 + 2NO2 + 3 H2O

Se termino de balancear por tanteo las moléculas de agua.

Reglas para obtener El número de oxidación (# de O):

1) El # de O de elemento libre o de una molécula diatómica es cero: Cu0, Fe0, O20, H20, etc.

2) El # de O de los elementos del grupo I-A (metales alcalinos) es siempre (+1) : Na+1.

3) El # de O de los elementos del grupo II-A (metales alcalinos térreos) es siempre (+2): Ca+2.

4) El # de O del hidrógeno generalmente es (+1), excepto en los Hidruros donde es (-1) y en átomos diatómicos, H2 (gas), donde es cero.

5) El # de O del oxígeno generalmente es (-2) excepto en los peróxidos donde es (-1) H2O2 y en los superóxidos donde es (-1/2), :O -2.

6) El # de O de los elementos del grupo VII-A (los halógenos) son (-1) en moléculas binarias: halogenuros: Cl-1 . En los enlaces entre átomos vecinos, del mismo bloque “p” de la T.P. actúan con diferentes cargas positivas: Ejemplo: en cloratos.

7) Una molécula es neutra suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula química de una molécula es igual a cero.

H2SO4 (2(+1) + 1(+ 6 ) ( + (4(-2) (= 0

8) El # de O de ión igual a la suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula química.

(SO4)-2 (1(+ 6) ( + (4(-2) (= -2

2. Por el método del ión electrón.

1. Escribir la ecuación iónica neta.

2. Escribir las dos semirreacciones de oxidación y reducción.

3. Balancea los elementos distintos al oxígeno y al hidrógeno.

4. Balancea el oxígeno y el hidrógeno.

Solución ácida: en las reacciones en solución acida, usa H+ y H2O para balancear el oxígeno y el hidrógeno. Por cada oxígeno en exceso escribe una molécula de H20 en el miembro contrario. Añade entonce; el H+ necesario para balancear los átomos de hidrógeno en el otro miembro de la semirreacción.

Solución básica: en las reacciones en medio alcalino (básico), primero balancea las semirreacciones como si la reacción fuera en solución ácida, como se indica en los pasos 1-3. Añade entonces tantos iones OH- a cada miembro de las semirreacciones como iones H+ haya en la cada semirreacción. Ahora combina los iones H+ y OH- para formar H2O. (por ejemplo. 4 H+ y 4 OH- dan 4 H2O). Escribe de nuevo la ecuación y cancela un número igual de moléculas de agua que aparezcan en lados opuestos de las semirreacciones.

5. Añade electrones (ē) a cada semirreacción para efectuar el balance de carga. En cada miembro de cada semirreacción el número de carga debe ser igual.

6. Debido a que la pérdida y la ganancia de electrones deben ser iguales, multiplica cada semirreacción por el número apropiado para hacer que el número de electrones sea el mismo en cada semirreacción.

7. Suma las dos semirreacciones, cancelando electrones y cualquier otra Sustancia idéntica que aparezca en lados opuestos de la ecuación.

8. Escribe los coeficientes en la ecuación original; ya sea iónica o molécular.

Para entender este método se debemos saber como se disocian los ácidos, bases y sales (electrolitos).

Los electrolitos fuertes en solución se disocian de la siguiente manera

• Los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo.

Ejemplos: HNO3 se disocia en H+ + NO3-

H2SO4 se disocia en H2+ + SO4 -2

H3PO4 se disocia en H3+ + PO4-3

• Las bases se disocian en el catión positivo y el OH-

Ejemplos: NaOH se disocia en Na+ + OH-

Mg(OH)2 se disocia en Mg+2 + (OH)2-

Al(OH)3 se disocia en Al+3 + (OH)3-

• Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo. con excepción de las sales insolubles como: BaSO4

Ejemplo: AgCl se disocia en Ag+ + Cl-

AgNO3 se disocia en Ag+ + NO3-

Cu(NO3)2 se disocia en Cu+2 + (NO3)2-

Al2(SO4)3 se disocia en Al2+3 + (SO4)3-2

Lo electrolitos débiles se escriben en forma molecular (no ionizada)

Ejemplo: HC2H3O2(ac) + NaOH(ac) ( NaC2H3O2(ac) + H2O(l)

El ácido acético en la ecuación iónica se escribe completo, es un electrolito débil.

HC2H3O2 + (OH)- ( (C2H3O2)- + H2O(l)

El método del ión-electrón es, en general, un poco más largo (pero no más difícil) que el del número de oxidación; sin embargo, por ser más sistemático, es menos probable que conduzca a error. Además este método es más práctico cuando se trate de balancear ecuaciones iónicas, que el método del número de oxidación y se evita estar determinando los números de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida y cuál se reduce, ya que aquí se oxida el que pierda e-, es decir, la ecuación donde aparezcan los e- , hacia la derecha; y se reduce el que gane e- , es decir la ecuación donde aparezcan los e-, hacia la izquierda.

Pasos para balancear por IÓN-ELECTRÓN

En soluciones ácidas

Paso 1: Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica neta Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2, NO, no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).

Educación molecular:

I2 + HNO3 ( HIO3 + NO + H2O

Ecuación Iónica

I2º + H+ + NO3- ( H+ + (lO3) - + (NO)º + H2Oº

La ecuación iónica neta es en la que se escriben los átomos o iones que sufrieron cambios en su número de oxidación y que va ser la que se va a Balancear, a los otros se les llama iones espectadores.

Ecuación iónica neta: I2º + NO3- ( (lO3) - + (NO)º

Paso 2: Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.

Semirreacción de

Oxidación I2º ( (IO3)-

reducción (NO3)- ( NO

Paso 3: Se balancear átomos por tanteo (inspección) los átomos distintos a H y O:

I2º ( 2(IO3)-

(NO3)- ( NO º

Paso 4: Igualar los átomos de oxígenos agregando una molécula de H2O por cada oxigeno faltante y por cada molécula de agua agregar 2 iones H+

a) 6H2O + I2º ( 2(IO3)- + 12 H+

b) (NO3)- + 4 H+ ( NOº + 2H2O

Paso 5. Balancear cargas, agregando electrones donde sea necesario.

a) 6H2O + I2º ( 2(IO3)- + 12H+ b) 4H+ + (NO3)- ( NOº + 2H2O

0 + 0 ( 2- + 12 + (4+) + (1-) ( 0 + 0

0 ( 10 + 10 ē ( 3+) + 3 ē ( 0

0 ( 0 0 ( 0

Paso 6. Escribir los ē agregados en las semirreacciones. Igualar Número de electrones ganados y perdidos multiplicando en cruz y sumar las ecuaciones resultantes. (a partir de aquí el procedimiento es el mismo que cuando se balacea por el numero de oxidación)

a) 3 ( 6H2O + I2º ( 2(IO3)- + 12 H+ + 10 ē )

b) 10 (NO3)- + 4 H+ + 3 ē ( NOº + 2H2O)

Paso 7. Súmese las dos medias reacciones, haga la suma algebraica de ē, H+, OH- o H2O para obtener la ecuación finalmente balanceada.

a) ( 18H2O + 3 I2º ( 6(IO3)- + 36 H+ + 30 ē )

b) 10(NO3)- + 40 H+ + 30 ē ( 10 NOº + 20H2O)

10(NO3) + 4H+ + 3I2º ( 6(IO3)- + 10NOº + 2H2O

Paso 8. Escribir los coeficientes en el la ecuación original

3I2º + 10 HNO3 ( 6 HlO3 + 10NO + 2H2O

En soluciones básicas

Paso 1: La ecuación ya esta en forma iónica neta:

(CrO4)2- + Fe(OH)2 ( Cr(OH)3 + Fe(OH)3

Paso 2: Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.

Semirreacción de

Oxidación Fe(OH)2 ( Fe(OH)3

reducción (CrO4) 2- ( Cr(OH)3

Paso 3: Se balancear átomos por tanteo (inspección) los átomos distintos a H y O, en este caso están balanceados.

Paso 4: Igualar los átomos de oxígenos agregando una molécula de H2O por cada oxigeno faltante y por cada molécula de agua agregar 2 iones H+

a) Fe(OH)2 + H2O ( Fe(OH)3 + H+

b) (CrO4) 2- + 5 H+ ( Cr(OH)3 + H2O

Como la reacción esta en medio básico añadir a cada lado de la reacción tantos OH- como H+ estén presentes y combinarlos para formar moléculas de agua y eliminar con las moléculas de agua del lado contrario.

a) Fe(OH)2 + H2O + OH- ( Fe(OH)3 + H+ + OH-

Como se forma una molécula de agua, al sumar se elimina la que esta en el otro lado de la ecuación.

b) (CrO4) 2- + 5 H+ + 5OH- ( Cr(OH)3 + H2O + 5OH-

Como se forman 5 moléculas de agua, al sumar se elimina la que esta en el otro lado de la ecuación, y en el lado izquierdo quedan 4

Las ecuaciones quedan:

a) Fe(OH)2 + OH- ( Fe(OH)3

b) (CrO4) 2- + 4 H2O ( Cr(OH)3 + 5OH-

5. Balancear cargas agregando electrones donde sea necesario.

a) Fe(OH)2 + OH- ( Fe(OH)3 b) (CrO4)2- + 4H2O ( Cr(OH)3 + 5OH-

0 + 1- ( 0 (2-) + (0) ( 0 + 5 -

1- ( 0 + 1 ē ( 2-) + 3 ē ( 0 + 5 -

1- ( 1- 5- ( 5-

Paso 6. Escribir los ē agregados en las semirreacciones. Igualar Número de electrones ganados y perdidos multiplicando en cruz y sumar las ecuaciones resultantes. (a partir de aquí el procedimiento es el mismo que cuando se balacea por el numero de oxidación)

a) 3 (Fe(OH)2 + OH- ( Fe(OH)3 + 1 ē)

b) 1 ((CrO4)2- + 4H2O + 3 ē ( Cr(OH)3 + 5OH- )

Paso 7. Súmese las dos medias reacciones, haga la suma algebraica de ē, H+, OH- o H2O para obtener la ecuación finalmente balanceada.

a) 3 Fe(OH)2 + 3OH- ( 3Fe(OH)3 + 3 ē)

b) (CrO4)2- + 4 H2O + 3 ē ( Cr(OH)3 + 5OH- )

3 Fe(OH)2 + (CrO4)2- + 4 H2O ( 3Fe(OH)3 + Cr(OH)3 + 2OH-

Paso 8. Escribir los coeficientes en el la ecuación original

3 Fe(OH)2 + (CrO4)2- + 4 H2O ( 3Fe(OH)3 + Cr(OH)3 + 2OH-

Ejercicio: medio básico:

Otra opción en medio básico.

En soluciones básicas puede añadirse (OH)- y H2O.

▪ Por cada O necesario escriba 2 (OH)- y una de H2O en el otro lado de la Ecuación química

▪ Por cada H que se necesite se añade una molécula de H2O, con un OH- el otro lado de la ecuación parcial.

Paso: 1. Cl2-- ( 2(ClO3) -- + Cl--

Como se necesitan 6 Oxígenos se agregan 12 OH- y 6 de H2O del otro lado

Pasos : 2, 3 y 4 12 OH-- + CI2º ( 2(CIO3) -- + 6H2O

CI2º ( 2 CI--

Paso 5 : Balancear cargas

a) 12OH- + CI2º ( 2(CIO3)- + 6H2O b CI2º ( 2 CI--

12(-) + 0 ( 2(-) + 0 0 ( 2(-)

12(-) ( 2(-) + 10e 2(e) + 0 ( 2(-)

12(-) ( 12(-) 2(-) ( 2(-)

Paso 6: Igualar numero de electrones perdidos y ganados, al multiplicar en cruz, se le puede sacar mitad al numero electrones para no manejar numeros muy grandes. 2 / 2 = 1 y 10 / 2 = 5

1(12 OH- + CI2º ( 2 (CIO3)- + 6H2O + 10e)

5(2e + CI2º ( 2 CI--)

12 OH- + CI2º ( 2 (CIO3)- + 6H2O + 10e

10e + 5CI2º ( 10 CI-- .

12 OH- + 6Cl2º ( 2(CIO3)- + 10Cl- + 6H2O

Paso 8. Escribir los coeficientes en la ecuación original.

12 OH- + 6Cl2º ( 2(CIO3)- + 10Cl- + 6H2O

-----------------------

0 1+ 5+ 2- 4+ 2- 4+ 2- 1+ 2-

0 5+ 4+ 4+

0 4+

5+ 4+

0 4+

5+ hèjè,é.é0éBéFéNéPéRéTé`ébéhélépéïáÔÅ·¥ŽzŽz¥fW¥@,h

“hâEU5?B*OJ[?]QJ[?] 4+

5+ 4+

0 5+ 4+ 4+

0 4+

1 H2O

5 H2O

Balanceo de ecuaciones químicas.

QUÍMICO

MATEMATICO

TANTEO

ALGEBRAICO

ión electrón

Numero de oxidación

REDOX