Balanceo de ecuaciones químicas Balancear significa igualar el

Docente
Rafael Córdoba Mena
Lc: Qca y Bgia
Espec. Educación Ambiental
Espec. En Gerencia Educativa
Espec. Administración de la Informática Educativa
Este, mg. Informática educativa
INSTITUCIÓN EDUCATIVA JUAN DE LA CRUZ POSADA
DOCENTE: RAFAEL CORDOBA MENA
ACTIVIDA DE CLASE GRADOS DECIMOS
Balanceo de ecuaciones químicas
Balancear significa igualar el número de átomos de los reaccionantes con los que
se producen. Toda ecuación química debe cumplir con este principio para estar
correctamente escrita, cumpliendo con una de las leyes fundamentales de la
química, la ley de la conservación de la materia.
Ejemplo:
EC.1. Combinación del hidrógeno con el oxígeno en la combustión. Reacción
exotérmica, (ecuación sin balancear).
H2 + O2  H2O
EC.2. Combinación del hidrógeno con el oxígeno en la combustión. Reacción
exotérmica, (ecuación balanceada).
2H2 + O2  2H2O
Los números que se colocan delante de los átomos o compuestos reciben el
nombre de coeficientes estequiométricos, y su función es igualar la cantidad de
átomos del lado de los reaccionantes y del lado de los productos. Son números
siempre positivos y por lo general se prefiere utilizar enteros (son los números
resaltados en gris en la ec.2).
Ley de la conservación de la materia
Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química,
simplemente se reacomodan. Una ecuación química correctamente balanceada
cumple con esta ley.
Tipos de balanceo:
a) Balanceo por tanteo.
b) Balanceo por óxido- reducción (tradicional).
c) Balanceo por óxido- reducción (método Clavel).
Recomendaciones antes de balancear:
1) Verificar que la ecuación que estés copiando en tu cuaderno la hayas escrito
correctamente a partir de la fuente. Tratar de balancear algo mal escrito podría
resultar en un quebradero de cabeza y en ocasión imposible de balancear.
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2) Cerciorarse que está bien formulada, es decir cumpla con las leyes de la
nomenclatura química.
3) El no hacer esto resultaría en una gran pérdida de tiempo.
4) Revisar si la ecuación ya está balanceada.
Ec.3. Combinación del hierro con el oxígeno en la oxidación, (ecuación sin
balancear).
Fe (III) + O2  Fe2O3
Reactivos
Fe: 1 átomo
O: 2 átomos

Productos
Fe: 2 átomos
O: 3 átomos
Conclusión: esta ecuación está bien formulada y no esta balanceada.
a) Balanceo por tanteo: es el método más sencillo y se aplica a ecuaciones
químicas de fácil balanceo, tiene el inconveniente que no puede utilizarse para
ecuaciones químicas complicadas con muchos
Parabalancear los estequiométricos es el que sigue:
a) Elementos metálicos.
b) Elementos no metálicos.
c) Radicales si están presentes en ambos lados de la ecuación.
d) Hidrógeno.
e) Oxígeno.
Retomando la ec.3.
Fe (III) + O2  Fe2O3
El metal es el Fe y el no metal es el O. Comenzamos balanceado el metal, es
decir el Fe.
Reactivos
Fe: 1 átomo

Productos
Fe: 2 átomos
Coloco un dos del lado de los reactivos delante del Fe.
2Fe (III) + O2  Fe2O3
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Prosigo con el O.
Reactivos
O: 2 átomos

Productos
O: 3 átomos
Coloco un 3 del lado de los reactivos y un 2 del lado de los productos, de tal
manera que la multiplicación de los coeficientes por los subíndices me dé el
mismo valor, en este caso el número resultante es 6.
2Fe (III) +3 O2 2 Fe2O3
1) Los coeficientes empleados deben ser los más pequeños posible,
preferiblemente números enteros, es decir hay que ir colocándolos y
sustituyéndolos en orden creciente, comenzando desde el uno y así
progresivamente. Si el coeficiente es uno, no se escribe, ya que se
sobreentiende. En nuestro caso todos los números son mayores de uno.
2Fe (III) +3 O2 2 Fe2O3
Ahora sin embargo se alteró la cantidad de Fe del lado de los productos, ahora
tenemos 4 Fe y solo 2 Fe del lado de los reactivos.
Reactivos
Fe: 2 átomos
O: 6 átomos

Productos
Fe: 4 átomos
O: 6 átomos
Por lo que tengo que realizar un retoque y alterar el 2 Fe de los reactivos por un 4
para así poder balancearlos.
4Fe (III) +3 O2 2 Fe2O3
Finalmente quedará así:

Reactivos
Fe: 4 átomos
O: 6 átomos


Productos
Fe: 4 átomos
O: 6 átomos
En ningún caso se deben alterar los subíndices de la fórmula para facilitar el
balanceo.
Para contar el número de átomos en un compuesto se deben multiplicar los
coeficientes por los subíndices. Para contar el número de átomos de un mismo
elemento en un mismo lado de la ecuación se deben sumar el subtotal de cada
átomo de todos los compuestos presentes en ese lado.
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
Revisar el balanceo final y acomodar algún coeficiente si es necesario.
Nota: Explicación del Chang. Capítulo 3.7
Ejercicios de balanceo por el método de tanteo:
a) Cl2 + KBr  KCl + Br2
b) Fe + HCl  FeCl2 + H2
c) BaCl2 + Na2SO4  NaCl + BaSO4
d) CaO + H2O  Ca(OH)2
e) HCl + Al(OH)3  AlCl3 + H2O
f) H2S + HClO3  H2SO4 + HCl
g) PbS + O2  PbO + SO2
h) HNO3 + Zn  Zn (NO3)2 + H2
i) PbS + H2O2  PbSO4 + H2O
b) Balanceo por óxido- reducción (tradicional).
Para entender este método hay que conocer el número de oxidación de un
elemento. El número de oxidación es el “número de cargas que tendría un átomo
en una molécula..” Chang (1999). Por ejemplo en la molécula de agua H 2O sería:
+1
-2
H
2 O
En el hidrógeno (H) sería +1 el nº de oxidación.
En el oxígeno (O) sería -2 el nº de oxidación.
Podríamos hacer una escala con los números de oxidación, como sigue:
oxidación
---------------------------->
números
de -7... -4 -3 -2 -1 0 +1+2 +3 +4...+7
oxidación
<---------------------------reducción
Oxidación: proceso de perdida de electrones por parte de una sustancia en una
reacción química, por lo tanto la sustancia que se oxida se hace más positiva o
menos negativa. El número de oxidación aumenta.
Ej. Cu0 - 2e-  Cu+2 (pierde 2 e-)
Reducción: proceso de ganancia de electrones por parte de una sustancia en
una reacción, por lo tanto la sustancia que se reduce se hace más negativa o
menos positiva. El número de oxidación disminuye.
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Ej. N+5 + 3e-  N+2 (gana 3 e-)
Pasos del método:
1) Determinar los estados de oxidación de todos los átomos en la reacción, por el
método de la ecuación de primer grado con una incógnita.
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Los átomos libres o compuestos de un mismo átomo poseen un estado de
oxidación de cero. En nuestro ejemplo sería el Cu del lado de los reactivos. Los
números de oxidación encerrados en el cuadro gris son los elementos que han
cambiado su estado de oxidación al reaccionar.
Cu0+H+1N+5 O-23Cu+2(N+5O-23)2
+ N+2O2+H+12O-2
2) Se plantean la semireaciones de oxidación y reducción con respecto a los
números de oxidación que cambien. Para ello nos basamos en la escala del
número de oxidación.
Cu0  Cu+2
(semireacción de oxidación)
N +5  N+2
(semireación de reducción)
3) Se determinan
semireacción.
el número de electrones ganados o perdidos, en cada
Cu0 –2e-  Cu+2
(semireacción de oxidación)
N+5 + 3e-  N+2
(semireación de reducción)
4) Como en una ecuación química el número de e - perdidos y ganados deben ser
iguales para así cumplir con la ley de la conservación de la materia, se procede a
multiplicar cada semireacción por un número que permita su igualación, para
luego proceder a sumarlas.
3 x (Cu0 –2e-  Cu+2)
2 x (N+5 + 3e-  N+2)
3Cu0 –6e-  3Cu+2
2N+5 + 6e-  2N+2
Multiplicación
Suma
------------------------------------------
3Cu + 2N  3Cu + 2N
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Conclusión : esto significa que 3 átomos de Cu pierden 6 e-, pero hay 2 átomos de
N que ganan estos 6 e-. En toda ecuación de este tipo hay alguien que se oxida y
otro que se reduce.
Hay sustancias que liberan electrones y otras que las toman, es como un juego
de pelota en donde hay un lanzador y un atajador, quién lanza la pelota (el
electrón) se oxida y quién la ataja se reduce.
5) Se llevan estos coeficientes ha la ecuación original.
3Cu + 2HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO+H2O
Este método no es perfecto, de los cuatro coeficientes es probable que alguno de
ellos este incorrecto. Hay que proceder a un balanceo por el método del tanteo,
antes estudiado.
6) Se reajustan los coeficientes en el siguiente orden:
a) Elementos metálicos
b) Elementos no metálicos
c) Hidrógeno
d) Oxígeno
En este caso hay que modificar el 2 por un 8 en el caso del ácido nítrico, lado de
los reactivos
.
3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO+H2O
y completar el faltante de H con un 4 en el agua producida.
3Cu + 8HNO3 3Cu (NO3)2 + 2NO+4H2O
Ahora si hemos finalizado y todos los átomos del lado de los reactivos y productos
se han igualado.
A partir de aquí, los métodos son opcionales, no son obligatorio su estudio.
c) Balanceo por óxido- reducción (método Clavel)
Es el mismo método que el tradicional, pero se escribe menos y es más rápido. Su
nombre se debe en honor al profesor Rubén Clavel, profesor de química de II de
Ciencias del Colegio Santiago León de Caracas, compañero de charlas del autor
cuando trabajaba en esa institución, gentilmente se lo explicó al autor.
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Pasos para el balanceo por este método:
1) Se determinan las valencias de los elementos que cambian de estado de
oxidación. El hidrógeno y el oxígeno generalmente no cambian, ellos se
mantienen inalterables.
En la siguiente ecuación:
Cu +HNO3  Cu(NO3)2 +NO+H2O
Sus estados de oxidación serían:
Cu0 + H+1N+5 O-23  Cu+2(N+5O-23)2 +N+2O-2 + H+12O-2
2) Se coloca debajo del compuesto que cambia la variación del número de
oxidación (N.O), en este caso del lado de los reactivos (hay otros casos que
pueden ir del lado de los productos).
Cu
N
Cu0  Cu+2
N+5  N+2
 (N.O) = +2 – 0 = +2
 (N.O) = +5 – (+2) = +3
Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO+ H2O
2
3
3) Se intercambian los N.O en los reactivos y se colocan como coeficientes
estequiométricos por delante de cada uno.
3Cu + 2HNO3  Cu(NO3)2 + NO+ H2O
2
3
4) Se igualan los elementos que sufren cambios, en este caso los Cu y los N del
lado de los productos.
3Cu + 2HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO+ H2O
2) Se igualan los elementos que no sufren cambios, en este caso hay 8 N del lado
de los productos (2 sufrieron cambios y 6 no sufrieron cambios.
3Cu + 2HNO3  3Cu(N1O3)2 + 2N1O
+ H2O
2x1x3= 6N
1x2=2N
sin cambio
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con
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cambio
Significa que del lado de los productos hay un total de 8 N, 6N (cambiaron) y 2N
(no cambiaron) es por ello que hay que colocar del lado de los reactivos la suma
de los nitrógenos, es decir 8.
3Cu + 8HNO3  3Cu(N1O3)2
8N
2x1x3= 6N
+ 2N1O
+ H2O
1x2=2N
3) Se rectifica algún coeficiente si es necesario. Se igualan los hidrógenos y por
último si todo los pasos anteriores están correctos los oxígenos deben estar
igualados, de no ser así se procederá a revisar el proceso, en algún lado nos
hemos equivocado.
3Cu+ 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O
Conclusión:
De 3 Cu los 3 cambiaron su número de oxidación.
De 8 N en total del lado de los reactivos, 6 no cambiaron y 2 cambiaron su número
de oxidación del lado de los productos.
Es importante resaltar que inicialmente todos los N formaban parte del radical
NO3-1 del ácido nítrico, los nitrógenos que se mantienen bajo este radical NO3 -1
son los que no cambian, los otros que forman parte del monóxido de nitrógeno
son los que cambiaron su número de oxidación.
3Cu + 8HNO3  3Cu(N1O3)2 + 2N1O
+ H2O
2x1x3= 6N
1x2=2N
Ejercicios:
1) Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
2) Al + HNO3  Al(NO3)3 + NO + H2O
3) KClO3  KCl + O2
4) H2S + HNO3  H2O + NO + S
5) Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O
6) I2 + HNO3  HIO3 + NO2 + H2O
7) CoCl2 + KOH + KClO3  Co2O3 + KCl + H2O
d) Balanceo de ecuaciones químicas por el método algebraico de sistema de
ecuaciones.1
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Este método al igual que el matricial es poco utilizado, porque la mayoría de los
profesores los desconocen y en la literatura prácticamente no los nombran. Este
método junto con el matricial son los métodos más poderosos y más rápidos.
Para este método la utilización de una calculadora científica que resuelva sistemas
de ecuaciones es de mucha utilidad, ya que permite realizar los cálculos con gran
rapidez, de no poseer una de estas nos quedan dos alternativas: comprar una o
realizar los tediosos cálculos a mano, es decir con lápiz y papel.
Este método con ayuda de la calculadora solo podrá resolver aquellos sistemas
de ecuaciones compatibles determinados, esto significa que poseen una sola
solución (sin incluir los múltiplos).
Ejemplo 1. Ecuación de óxido-reducción, una sola etapa.
Comencemos a explicar el método, planteando la ecuación química de la
combustión de la glucosa o respiración celular:
C6H12O6 + O2  CO2 + H2O
Tratemos de balancearla, cualquiera de los anteriores métodos podrían servir.
Pasos:
Cree una tabla con los datos extraídos a partir de la ecuación química. Cada
compuesto asumirá una variable y procederemos a determinar la cantidad
de cada elemento en cada compuesto o variable.
C6H12O6 + O2  CO2 + H2O
X
Y
C, H, O
Según la siguiente tabla
Z
T
4 compuestos
3 elementos
Compuestos
Elementos
C
H
O
X
Y
Z
T
6
12
6
0
0
2
1
0
2
0
2
1
La última columna de la derecha de la tabla, en este caso la columna T será
asignada para los términos independientes, recordemos que desde el punto de
vista matemático esto significa aquellos términos que no están acompañados de
alguna unidad o variable.
Ejemplo: 2X + 3Y = 5
El 5 sería el término independiente.
Si colocáramos esta tabla en forma de sistema de ecuaciones quedaría de la
siguiente forma, este paso no es necesario realizarlo:
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6X+Z=0
12X=2
6X+2Y+2Z=1
Para poder resolver un sistema de ecuaciones el número de ecuaciones debe ser
al menos igual al número de variables, en nuestro caso faltaría una ecuación, por
lo que utilizaremos una estrategia, asignaremos de forma arbitraría para la
variable T el valor 1, recordemos que a esta columna se le asigno para los
términos independientes, quedando el sistema de ecuaciones de la siguiente
manera.
6X+Z=0
12X=2
6X+2Y+2Z=1
T=1
Introducimos los datos en la calculadora científica, capaz de resolver
sistema de ecuaciones, a partir de la tabla original:
anX + bnY + cnZ = dn
Coeficientes
a
Ecuaciones
1
6
2
12
3
6
b
c
d
0
0
2
1
0
2
0
2
1
Se procede a resolver, y se originan los siguientes resultados:
X = 1/6
Y = 1
Z = -1
El signo de cada resultado determina si es reactivo o producto, según la siguiente
tabla:
Positivo (+)
Negativo (-)
Reactivo
Producto
Recordemos agregar a los resultados el valor de la variable T= –1. El signo es
negativo por estar del lado de los productos.
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X
Y
Z
T
= 1/6
= 1
= -1
= -1
Ver nota 2
Asignación de cada uno de los resultados a los coeficientes estequiométricos
de la ecuación química:
C6H12O6 + O2  CO2 + H2O (ecuación sin balancear)
1/6C6H12O6 +O2  CO2 + H2O (ecuación balanceada)
Algunas personas prefieren ver los coeficientes en forma de números enteros, si
este es su caso, se procederá a multiplicar por un número entero que permita ese
cambio, en nuestro caso ese número es el 6. Por lo que cada deberá ser
multiplicado por 6.
X = 1/6 x 6 = 1
Y = 1 x6= 6
Z = -1 x 6 = - 6
T = -1 x 6 = - 6
C6H12O6 + 6O2  6CO2+ 6H2O (ecuación balanceada)
Ejemplo 2: Óxido-reducción de una etapa.
Con este segundo ejemplo más complicado observaremos las prestaciones de
este método, ya que los métodos anteriores el procedimiento sería más largo.
Balancear la siguiente ecuación química:
KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
1) Cree una tabla con los datos extraídos a partir de la ecuación química original,
sin balancear.
X
2
Y
Z
T
U
V
Nota: Si usted desconoce como introducir estos valores en su calculadora acuda
al manual de su calculadora científica. No todas las calculadoras científicas están
en capacidad de resolver sistemas de ecuaciones.
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K
Mn
O
H
S
1
1
4
0
0
0
0
4
2
1
2
0
4
0
1
0
1
4
0
1
0
0
1
2
0
0
0
2
0
0
2) Introducimos los datos en la calculadora científica, capaz de resolver sistema
de ecuaciones, a partir de la tabla original:
AXn + bYn + cZn + dTn
a
b
c
1
1
0
2
2
1
0
0
3
4
4
4
4
0
2
0
5
0
1
1
Resultados:
X
Y
Z
T
U
13
0.8
1.2
-0.4
-0.8
-1.2
+ eUn
d
0
1
4
0
1
+ fVn
e
0
0
1
2
0
f
0
0
2
0
0
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Agrego arbitrariamente V = -1
X
Y
Z
T
U
V
0.8
1.2
-0.4
-0.8
-1.2
-1
4/5
1+1/5
-2/5
-4/5
-(1+1/5)
-1
0.8KMnO4 + 1.2H2SO4  0.4K2SO4 + 0.8MnSO4 + 1.2H2O + O2
4/5KMnO4 + 1 1/5 H2SO4  2/5K2SO4 + 4/5MnSO4 + 11/5 H2O + O2
Multiplico cada término por 5 para que quede en forma entera:
X
4
Y
6
Z
-2
T
-4
U
-6
V
-5
3) Asignación de cada uno de los resultados a los coeficientes estequiométricos
de la ecuación química:
4KMnO4 + 6H2SO4  2K2SO4 + 4MnSO4 + 6H2O + 5O2
TENIENDO EN CUENTA LA SIGUIENTE EXPLICACION RESUELVE LOS SIGUGIENTES EJERCICIOS
PROPUESTOS SOBRE BALANCEO DE ECUACIONES
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4
K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O
CrCl3 + KOH + KClO3 + K
KCl + K2CrO4 + H2O
Zn + H2SO4
ZnSO4 + H2
Cu + H2SO4
Cu2S + CuSO4 + H2O
HNO3 + H2S
NO + S + H2O
CuO + NH3
N2 + H2O + Cu
KI + H2SO4
HS + H2O + I2 + K2SO4
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Ag + H2so4
K2Cr2O 7+ FeSO4 +H2SO4
15
Ag2SO4+SO2+H2O
Cr2(SO4)3+ K2SO4 + Fe2 (SO4 )3 + H2O