UNDECIMO - 2012

 http://mariohiba.galeon.com/ReacQmc/QuimicaGral.htm

http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/t8.cfm

http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/BALANCEO_DE_ECUACIONES_QUIMICAS.html

 

Balanceo de ecuaciones químicas

  • Rubén Darío Osorio Giraldo
  • Facultad de Ciencias Exactas y Naturales
  • Universidad de Antioquia

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.

Reacción del metano con el oxígeno
Imagen 4.5. 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

Balanceo de metales (Al)

H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O

Balanceo de no metales (S)

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O

Balanceo de H y de O

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6 H2O

Balanceo de ecuaciones químicas por el método redox

Primero se balanceará una ecuación química molecular (no participan especies iónicas).

Ejemplo 4.5.

Balancear por el método redox:

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

Determinar los números de oxidación de los elementos involucrados en la reacción y tener en cuenta sólo aquellos cuyo número de oxidación cambia.

Determinar qué elemento se oxida y cuál se reduce y cuántos electrones se cedieron y ganaron por molécula del compuesto.

El Cr se reduce porque su número de oxidación disminuye de +6 a +2.
Gana 4 e-/ átomo, es decir 8 e-/molécula (nótese el subíndice 2)

El Fe se oxida porque su número de oxidación aumenta de +2 a +3.
Pierde 1 e-/ átomo, es decir 1 e-/molécula

 

Igualar el número de electrones ganados y perdidos. Los electrones por molécula del agente oxidante se colocan como coeficiente del agente reductor y viceversa.

Cuando el coeficiente es 1 no se coloca en la ecuación.

Continuar el balance por tanteo. Tener en cuenta el siguiente orden: (1) Elementos que varían su estado de oxidación, (2) Metales, (3) No metales, (4) Hidrógeno y oxígeno.

(1) K2Cr2O7 + 8 FeSO4 + H2SO44 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + K2SO4
(2) K2Cr2O7 + 8 FeSO4 + H2SO44 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + K2SO4
(3) K2Cr2O7 + 8 FeSO4 + H2SO44 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + K2SO4
(4) K2Cr2O7 + 8 FeSO4 + 7 H2SO44 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + 7 K2SO4
 
 
 

Damas y caballeros:

Balancear las isguientes ecuaciones, utilizando el método de oxido - reducción.

Por favor tener en cuenta los pasos citados en la consulta y trabajados en las sesiones de clase.

K2Cr2O7 + H2O + S ® SO2 + KOH + Cr2O3