Balanceo De Ecuaciones

Balanceo de ecuaciones

Química/Balanceo de ecuaciones

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la representación de un fenómeno químico.

A su expresión escrita se le da el nombre de ecuación química, en la cual se expresa los reactivos a la izquierda y los productos de la reacción a la derecha, ambos separados

Más exactamente:

a la izquierda del símbolo indicamos el contenido inicial del sistema en reacción (reactivos), y a la derecha el contenido del sistema final (productos)

Cada sustancia se representa por su fórmula química, y posteriormente debemos ajustar (equilibrar ó balancear) toda la ecuación.

Métodos[editar]

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con laley de la conservación de la materia.

Método de tanteo[editar]

Consiste en que las dos ecuaciones tengan los átomos de cada elemento químico en igual cantidad, aunque estén en moléculas distintas (en diferentes sustancias).

Para ello, recordaremos que...

En una molécula H2SO4 hay 2 Hidrógenos, 1 Azufre y 4 Oxígenos.

En 5 moléculas de H2SO4 habrá 10 Hidrógenos, 5 azufres y 20 Oxígenos.

Para equilibrar ecuaciones, solo se puede agregar coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se puede cambiar los subíndices.

• Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación:

Agua + Óxido de nitrógeno(V) = Ácido nítrico

H2O + N2O5 → HNO3

Tal como se ha escrito, vemos que en el 1er. miembro hay 2 hidrógenos, mientras que en el 2º hay solo uno; a la izquierda hay 2 nitrógenos y a la derecha hay uno; en el sistema inicial hay 6 oxígenos y al final solamente hay 3.

Normalmente, el ajuste se inicia con el elemento menos "frecuente", en nuestro caso el nitrógeno.

Para ajustar el nitrógeno, podemos añadir otra molécula de HNO3 en el 2º miembro:

H2O + N2O5 → HNO3 + HNO3

Al contar el número de átomos de cada tipo, veremos que es igual al principio y al final. Para evitar tener que "dibujar" las moléculas, se pone su número delante de su fórmula; aquí, se inserta un "2"(coeficiente) delante de HNO3, y la ecuación queda equilibrada.

H2O + N2O5 → 2 HNO3

• Veamos otro ejemplo, secuenciado:

Nos piden ajustar el siguiente proceso químico: Cuando el sulfuro de hidrógeno reacciona con aluminio metálico, se produce sulfuro de aluminio y se desprende hidrógeno gaseoso.

¡Es muy importante escribir correctamente la fórmulas químicas de las sustancias indicadas!

H2S + Al → Al2S3 + H2

1.- Empezamos por equilibrar el aluminio:

H2S + 2 Al → Al2S3 + H2

2.- Continuamos con el azufre:

3 H2S + 2 Al → Al2S3 + H2

3.- y por último, el hidrógeno:

3 H2S + 2 Al → Al2S3 + 3 H2

• Existe otro método de igualación, que se conoce como coeficientes indeterminados.

Usemos como ejemplo esta misma reacción. En la aplicación, se asigna a cada sustancia una letra como coeficiente:

A H2S + B Al → C Al2S3 + D H2

A continuación construimos una ecuación para cada elemento presente, usando los subíndices y la ley de conservación de la masa:

Para el H : 2 A = 2 D

Para el Al : B = 2 C

Para el S : A = 3 C

Hemos conseguido tres ecuaciones, porque hay tres elementos químicos distintos.

Después, se asigna una valor numérico al coeficiente que se desee. Por ejemplo, demos a A el valor "1". Entonces, según la 1ª ecuación, D también valdrá "1" y C valdrá "1/3".

Con ello, B tendrá un valor de "2/3".

Según esto, la ecuación quedará como...

1 H2S + 2/3 Al → 1/3 Al2S3 + 1 H2

Para evitar el uso de coeficientes fraccionarios, se multiplica todo por "3", con lo cual la reacción vuelve a quedar como...

3 H2 + 2 Al → Al2S3 + 3 H2

Método de Redox[editar]

Existen reacciones complejas, especialmente difíciles de ajustar por estos métodos. Un ejemplo particular son los llamados procesos redox, donde una especie química gana electrones (se reduce) mientras otra pierde electrones (se oxida).

En una reacción donde un elemento se oxida (reductor, pierde electrones) otro elemento se reduce (oxidante, gana electrones).

Para balancear este tipo de ecuaciones hay varios métodos especiales, basados en el uso del llamado número de oxidación (en adelante NO), que es un número no real, que nos indica la carga de un átomo -dentro de una molécula-, imaginando que todos los enlaces de ésta fuesen iónicos. Para calcularlo, hay que aplicar ciertas reglas:

• 1) Para un elemento no combinado, vale cero.

• 2) Para un ión mono-atómico, es la propia carga del ión.

• 3) Para el hidrógeno combinado vale +1, excepto en hidruros metálicos (donde vale -1).

• 4) Para el oxígeno combinado es -2, excepto en los peróxidos, en cuyo caso es -1.

• 5) En un compuesto covalente sin H ni O, se aplica NO negativo al elemento más electronegativo (consultar concepto de electro-negatividad)

• 6) En un ión poliatómico, la suma de los NO es igual a la carga del ión.

• 7) Si se trata de una molécula, la suma de los NO vale cero.

Nosotros indicaremos el NO de cada elemento como un número en rojo.

Por vía de ejemplo vamos a calcular el número de oxidación del azufre (S) en la molécula de sulfato ferroso.

El sulfato ferroso tiene la fórmula FeSO4 donde existen dos iones: el ión ferroso, Fe+++ y el ión sulfato, (SO4)=.

El S está incluído dentro de un ión poliatómico, el ión sulfato. Por tanto, podemos aplicar la regla nº 6, apoyándonos en la regla nº 4. Así tendríamos que...

1.(x) + 4.(-2) = -2

Lo que nos deja: x + 4(-2) = -2

Y esto nos da un valor de x = +6

No obstante, el cálculo también se podría hacer con la regla nº 7, y apoyándonos en la regla nº 2 (recordando que la valencia del ión ferroso es (+2)):

Para el FeSO4, se tendrá que...

1.(+2) + 1.(x) + 4.(-2) = 0

Que queda como... +2 + x + 4.(-2) = 0

Y de nuevo, x = +6

Veamos otro ejemplo algo más complicado: Nos piden el NO del cromo en el dicromato potásico, K2Cr2O7.

Podemos aplicar la regla nº 7, sabiendo que el potasio, K, tiene valencia +1:

2.(+1) + 2.(x) + 7.(-2) = 0

Por lo cual,

2 + 2.x - 14 = 0 y el resultado es x = +6

Un caso especial es el cálculo del NO del nitrógeno en el nitrato amónico.

Aquí

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