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LECCIÓN Nº 06
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
OBJETIVO ESPECÍFICO:
ƒ Conocer la nomenclatura sistemática de los diferentes compuestos químicos y poder
nombrar los según las reglas a conocer
ƒ Reconocer los diferentes compuestos, tanto sus nombres sistemáticos y sus
nombres comerciales.
VI. CONCEPTOS BÁSICOS
1. Introducción
Dado que los átomos no se crean ni se destruyen durante el curso de la reacción,
una ecuación química debe tener el mismo número de átomos de cada elemento en
cada lado de la flecha (esto significa que la ecuación está balanceada). Balancear
una reacción química únicamente se trata de cambiar las cantidades relativas de
cada reactivo o producto.
Pasos necesarios para escribir una reacción balanceada:
ƒ Se determina experimentalmente cuales son los reactivos y los productos
ƒ Se escribe una ecuación no balanceada usando las fórmulas de los reactivos y de
los productos
ƒ Se balancea la reacción determinando los coeficientes que nos dan números
iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción,
generalmente números enteros.
ƒ Los números frente a las fórmulas se llaman coeficientes, pero si vale 1
generalmente se omite.
Nota: Los subíndices no deben cambiarse al tratar de balancear una ecuación
NUNCA. Cambiar un subíndice cambia la identidad del reactivo o del producto.
Por ejemplo:
Consideremos la reacción de la combustión del metano gaseoso (CH4) en aire.
Paso 1: Sabemos que en esta reacción se consume (O2) y produce dióxido de
carbono (CO2) y agua (H2O)
Paso 2: Ahora, escribimos la reacción sin balancear:
CH4 + O2 → CO2 + H2O
Paso 3: Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los
sumamos:
Carbono: 1 átomo → 1 átomo
Hidrógeno: 4 átomo → 2 átomos
Todo parece ir bien con el número de carbonos en ambos lados de la ecuación,
pero solo tenemos la mitad de los átomos de hidrógeno en el lado de los
productos que en el lado de los reactivos.
Podemos corregir esto duplicando el número de aguas en la lista de los
productos:
CH4 + O2 → CO2 + 2H2O
Hidrógeno: 4 átomos → 4 átomos
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Oxígeno: 2 átomos → 4 átomos
Nótese que aunque hayamos balanceado los átomos de carbono y de hidrógeno,
ahora tenemos 4 átomos de oxígeno en los productos en tanto que únicamente
tenemos 2 en los reactivos. Si duplicamos el número de átomos de oxígeno en los
reactivos, podemos balancear al oxígeno:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Oxígeno: 4 átomos → 4 átomos
Hemos cubierto el paso 3, y hemos balanceado la reacción del metano con el
oxígeno.
Entonces, una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para
producir una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas agua.
2. Balanceo de Ecuaciones Químicas:
Para realizar el balanceo de ecuaciones químicas, existen varios métodos, que a
continuación detallaremos:
A. Método del Tanteo.
Es aplicable sólo al tipo de ecuaciones sencillas en que fácilmente se encuentran los
coeficientes, y consiste como su nombre lo dice, en tantear qué coeficiente se
necesita para tener la misma cantidad de átomos de cada elemento en ambos lados
de la ecuación; sin embargo existen algunas reglas que ayudan a encontrar más
fácilmente estos coeficientes.
Reglas para Utilizar Coeficientes y Subíndices:
1º Cuando un subíndice afecta a dos o más elementos se usa paréntesis; los
subíndices de dentro del paréntesis se multiplican por los subíndices de fuera del
paréntesis.
Ejemplo:
Al(NO3)3 Al = 1; N = 1x3 = 3; O = 3x3 = 9
2º Los coeficientes afectan a todo el compuesto.
Ejemplo:
4Al(NO3)3 Al = 4x1 = 4; N = 4x1x3 = 12; O= 4x3x3 = 36
Coeficientes y subíndices se multiplican.
Ejemplos:
3H2 + Fe2O3 → 2Fe + 3H2O
Ca + Cl2 → CaCl2
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2
2LiOH + H2CO3 → Li2CO3 + 2H2O
B. Método de los Coeficientes Indeterminados.
Es un método algebraico, se aplica cuando es difícil equilibrar una ecuación química
por el método de tanteos.
Procedimiento:
1º Conociendo reactantes y productos, se escribe delante de cada sustancia un
coeficiente literal, este coeficiente indica el número de átomos o moléculas según el
tipo de sustancia.
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2º Se hace un chequeo del número de átomos para cada elemento, considerando
que este número debe ser igual en ambos miembros.
3º Del paso anterior han resultado ecuaciones algebraicas indeterminadas, ya que el
número de ecuaciones no es igual al número de incógnitas. Procedemos a
resolverlas, para lo cual al coeficiente que más se repite o es más conveniente, se le
da el valor de la unidad.
4º Si los coeficientes hallados resultaron fraccionarios, se los multiplica por un
mismo factor entero, tal que resulten números enteros primos entre sí.
5º Al reemplazar los valores numéricos de los coeficientes en la ecuación, esta
habrá quedado balanceada, lo que es fácil comprobar.
Ejemplo:
Balancear por coeficientes indeterminados:
PbO2 + HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O
1º aPbO2 + bHCl → cPbCl2 + dCl2 + eH2O
2º Pb: a = c …………… (1)
O: 2a = e ………..... (2)
H: b = 2e …………. (3)
Cl: b = 2c + 2d ……. (4)
3º a = 1
de (1): c = 1
de (2 ): e = 2
de (3): b = 4
de (4 ): d = 1
4º Todos los coeficientes son enteros.
5º PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O
La ecuación encuentra balanceada.
C. Método REDOX.
Es aplicable solo a reacciones REDOX. El principio básico que rige el balanceo de
ecuaciones con este método es el de igualar la ganancia total en el número de
oxidación del agente reductor con la pérdida total en el número de oxidación del
agente oxidante. O lo que es lo mismo, el número de electrones perdidos durante la
oxidación debe ser igual al número de electrones ganados durante la reducción.
Oxidación.- Fenómeno químico por medio del cual un átomo pierde e-.
Reducción.- Fenómeno químico por medio del cual un átomo gana e-.
Agente oxidante.- Es una sustancia que causa que otra sustancia se oxide, al hacer
esto, ella se reduce.
Agente reductor.- Es una sustancia que causa que otra sustancia se reduzca, al
hacer esto, ella se oxida.
Número de oxidación:
El número de oxidación es un valor positivo o negativo que se le asigna a un
elemento para formar un compuesto.
Para esto es conveniente seguir las siguientes pautas:
ƒ Los elementos libres en estado neutro (H2, O2, Cl2, Cu, Fe, etc.) tienen número
de oxidación igual a 0.
ƒ Cuando los elementos están combinados, tenemos lo siguiente:
Flúor ( F ) número de oxidación = –1
Hidrógeno ( H ) número de oxidación = +1
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número de oxidación = –1 ( Hidruros: NaH, MgH2, etc. )
Oxígeno ( O )
número de oxidación = –2
número de oxidación = –1 ( Peróxidos: H2O2, Na2O2, etc. )
número de oxidación = +1 ( OF2 )
Alcalinos
número de oxidación = +1 ( NaCl, K2O, LiNO3, etc. )
Alcalinos térreos número de oxidación = +2 ( MgF2, CaO, BaSO4, etc. )
Aluminio ( Al )
número de oxidación = +3
Halógenos
número de oxidación = –1(Halogenuros: BaCl2, KBr, etc.)
Azufre ( S )
número de oxidación = –2 ( Sulfuros: K2S, BeS, etc.)
ƒ Cuando no se puede determinar el número de oxidación directamente, hay que
deducirlo aplicando lo siguiente:
* En la molécula neutra, la suma de los números de oxidación de cada átomo de
ella es igual a 0.
* En el ión, la suma de los números de oxidación de cada átomo de él es igual a
la carga eléctrica del ión.
Ejemplos:
NH3 : 1 x (número de oxidación del N) + 3 × (número de oxidación del H) = 0
1 x (número de oxidación del N) + 3 × ( +1 ) = 0 (número de oxidación del
N) = –3
Cu2S: 2×(número de oxidación del Cu) + (número de oxidación del S) = 0
2 × (número de oxidación del Cu) + ( –2 ) = 0 (número de oxidación del
Cu) = +1
SO4 –2:1 x (número de oxidación del S) + 4 × (número de
oxidación del O) = –2
(número de oxidación del S) + 4 × ( –2 ) = –2
(número de oxidación del S) = +6
Cr2O7 –2: 2×(número de oxidación del Cr)+7×(número de oxidación del O) = –2
2 × (número de oxidación del Cr) + 7× ( –2 ) = –2
(número de oxidación del Cr) = +6
ƒ Los números de oxidación de los metales en los compuestos son positivos.
Ejemplo:
Mg+2O -2 Metal Mg+2
ƒ Los números de oxidación de los no metales son negativos cuando se combinan
directamente con los metales y son positivos cuando se combinan con el
oxígeno.
Ejemplo:
Na+1Br-1; Br2+3O3-2
metal-no metal no metal-oxígeno
Procedimiento para Balancear por REDOX:
ƒ Escribir la ecuación química correctamente.
ƒ Se identifica los elementos que varían su número de oxidación, para ello se
asigna a cada elemento su número de oxidación.
ƒ Se escriben las semireacciones de oxidación y reducción
ƒ Se balancean las semireacciones, en el siguiente orden:
Balance atómico: el número de átomos debe ser iguales en ambos miembros.
Balance de carga: se realiza sumando y restando electrones
ƒ El número de electrones ganados y perdidos deben ser iguales, si no ocurre ello se
opera matemáticamente para lograrlo.
ƒ Se suman las dos semireacciones, cancelándose el número de electrones y
resultando los coeficientes para los elementos que variaron su número de
oxidación.
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ƒ Se reemplazan los coeficientes del paso anterior en la ecuación original,
colocando cada coeficiente delante de la sustancia que contiene al elemento
respectivo.
ƒ Si aun no queda balanceada al ecuación química, se terminar de balancear por el
método de tanteo.
ƒ
ƒ
ƒ
ƒ
ƒ
ƒ
ƒ
Ejemplo:
Balancear por el método REDOX:
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
La ecuación está escrita correctamente.
2º K+Mn+7O4-2 + H+Cl - → K+Cl - + Mn+2Cl2-1 + H2+O -2 + Cl20
De oxidación: Cl - → Cl20
De reducción: Mn+7 → Mn+2
2Cl - -2e - → Cl20
Mn+7 + 5e - → Mn+2
5 x (2Cl - - 2e - → Cl20)
2 x (Mn+7 + 5e - → Mn+2)
10Cl - - 10e - → 5Cl20
2Mn+7 + 10e - → 2Mn+2
2Mn+7 + 10Cl - → 2Mn+2 + 5Cl20
2KMnO4 + 10HCl → KCl + 2MnCl2 + H2O + 5Cl2
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2
D. Método del Ion - Electrón.
Es otra manera de igualar reacciones REDOX, muchas de las reacciones químicas
ocurren en soluciones acuosas en medios ácido o básico, las cuales solo señalan
los reactivos que sufren cambios en su número de oxidación, es decir que solamente
poseen la parte iónica de toda la ecuación química.
Procedimiento:
Se cumplen los pasos del 1º al 5º del método REDOX, de esta manera los átomos
diferentes.
ƒ Se debe asegurar que todos los átomos diferentes al H y O estén balanceados.
ƒ El balance de H y O se realiza según el medio donde se efectúa el proceso
REDOX.
ƒ En medio ácido (H+):
a. Para balancear átomos de oxígeno, en el miembro donde falta átomos de
oxígeno se agrega una molécula de agua por cada átomo de oxígeno deficitario.
b. Para balancear átomos de hidrógeno, en el miembro o lado de la ecuación
donde falta átomos de hidrógeno se agrega iones H+, igual al número de átomos
de hidrógeno deficitarios.
ƒ En medio básico (OH -):
a. Para balancear átomos de oxígeno, en el lado de la ecuación donde falta
átomos de oxígeno se agrega dos iones OH – por cada átomo de oxígeno
requerido y al otro lado de la misma agregar una molécula de H2O.
b. Si el sub-paso anterior, los átomos de H no están balanceados, en el lado de
la ecuación donde falta hidrógeno se agrega una molécula de H2O por cada
átomo de H requerido, y en el otro lado se agrega un ión OH -. Luego se cancela
las especies químicas idénticas.
Es importante tener presente que el sub-paso (8º a) precede siempre al subpaso (8º b), en ambos casos.
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ƒ Para asegurar que la ecuación está correctamente balanceada tanto en masa
como en carga se debe chequear de que la suma de cargas totales en ambos
lados de la ecuación sean iguales.
Ejemplo:
Balancear en medio ácido:
Cu + SO4 -2 →Cu+2 + SO2
Para este propósito, primero debemos identificar las sustancias que se oxidan y
se reducen, mediante un análisis de los cambios de números de oxidación.
Como ya dijimos, siempre sucede esto. Conviene, expresar lo anterior en forma
iónica.
Oxidación: Cu0 – 2e - → Cu+2
Reducción: S+6O4 -2 +2e - → S+4O2
El cobre aumenta su número de oxidación de 0 a +2 , por lo tanto pierde 2 e – y
el azufre disminuye su número de oxidación de +6 a +4 , o sea gana 2 e – , como
los electrones ganados y perdidos son iguales no es necesario multiplicarlos por
algún número.
Cu + SO4 -2 → Cu+2 + SO2
ƒ De las semireacciones los coeficientes son la unidad para los elementos que
cambian su número de oxidación. Para igualar los átomos de oxígenos al
miembro deficitario agregamos 2 moléculas de agua y para balancear los átomos
de hidrógeno agregamos 4 H+ al otro lado de la ecuación química, quedando de
esta manera la ecuación balanceada.
Cu + SO4-2 + 4H+ → Cu+2 + SO2 + 2H2O
Lo que se expresa en la forma molecular:
Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Conviene observar que los protones ( H + ) provienen del ácido sulfúrico
( H2SO4 )
CUESTIONARIO DE PREGUNTAS
1. Al balancear la ecuación química:
Al4C3 + H2O → CH4 + Al(OH)3 Indicar el coeficiente del agua.
a) 3
b) 4
c) 8
d) 10
e) 12
2. Luego de balancear la ecuación REDOX, determine la relación molar que existe
entre la forma oxidada y la forma reducida, según:
P2H4 → PH3 + P4H2
a) 2/1 b) 6/1 c) 2/3
d) 1/3 e) 1/6
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3. Se hace reaccionar nitrato de bario y carbonato de amonio para dar como
precipitado el carbonato de bario y quedar en solución el nitrato de amonio. ¿Cuál
es la ecuación balanceada de este proceso?
a) Ba(NO3)2 + NH(CO3)2 → 2BaCO3 + NH4NO3
b) Ba(NO3)2 + (NH4)2CO3 → BaCO3 + 2NH4NO3
c) Ba2(NO3)3 + 6(NH4)CO3 → 2Ba(CO3)2 + 3(NH4)2NO3
d) BaNO3 + NH4CO3 → BaCO3 + NH4(NO3)2
e) 2BaNO3 + NH4CO3 → Ba2CO3 + NH4(NO3)3
4. La hidracina puede actuar como agente oxidante o reductor. ¿Cómo actúa este
compuesto en la siguiente reacción? N2H4 + Zn + KOH + H2O → NH3 +
K2[Zn(OH)4] ¿Cuál es el valor del coeficiente de la forma reducida?
a) Oxidante : 2
d) Reductor : 2
b) Oxidante : 3
e) Reductor : 4
c) Oxidante : 4
5. Determine el valor de mn al balancear la ecuación: mH2SO4 + Zn → ZnSO4 +
H2O + nSO2
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 41
6. Al balancear la ecuación química: MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2
Los coeficientes son:
a) 1 – 4 – 1 – 2 – 1
b) 1 – 2 – 3 – 4 – 1
c) 2 – 2 –1–1 – 3
d) 2 – 3 – 1 – 1 – 2
e) 3 – 1 – 1 – 2 – 4
7. Si la suma de todos los coeficientes que balancean la ecuación química es 26.
¿Qué valor tiene n? CO2 + H2 →CnH2n+2 + H2O
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
8. Indique el coeficiente del ácido sulfúrico al balancear: H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 →
S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
9. Al balancear la siguiente ecuación química, determine la coeficientes de los
productos.
K2O.Al2O3.6SiO2 + CO2 + H2O → K2CO3 + SiO2 + Al2O3.2SiO2.2H2O
a) 2 b) 4
c) 6
d) 10
e) 12
10. Señale los coeficientes correspondientes a los reactantes respectivamente en la
ecuación balanceada, para la siguiente reacción REDOX, en medio ácido.
Mn(NO3)2 + K2S2O8 + H2O → HMnO4 + KHSO4 + HNO3
a) 1 – 1 – 4
d) 2 – 10 – 4
b) 2 – 5 – 8
e) 5 – 2 – 9
c) 2 – 2 – 8
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