Balanceo de Ecuaciones Químicas - guao org

lados de la ecuación de denomina “Balanceo de Ecuaciones”. Existen diversos métodos de igualación de ecuaciones químicas a saber: Método por Tanteo, Método Algebraico o Aritmético y Métodos de Igualación de Reacciones de Óxido Reducción, también conocidos como Redox que se subdividen a su vez en: 1.


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Ecuaciones Químicas

Teoría y EjerciciosBalanceo por Tanteo y Método Algebraico. Reacciones Redox: Método del
número de oxidación. Método del Ión
-

electrón.Caracas
Venezuela

Leopoldo Simoza
L.

Caracas Venezuela

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
1Tabla de contenido

1.
-

INTRODUCCIÓN:

................................
................................
.............................

2

2.
-

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR TANTEO:

................................
.

4

3.
-

BALANCEO POR EL MÉTODO ALGEBRAICO/ARITMÉTICO

.............................

7

4.
-

BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

................................
..

12

4.1.
-

P
RINCIPIO DE ELECTRO
NEUTRALIDAD

................................
................................
................................
....

12

4.1.2.
-

Número de oxidación

................................
................................
................................
...................

12

4.1.3.
-

Método de Balanceo del Número de Oxidación.

................................
................................
.......

13

4.1.3.1.
-

Determinación del número de oxid
ación.

................................
................................
...............

13

4.1.4.
-

Método de Balanceo del Ión
-
electrón o Semi
-
reacciones.
................................
.......................

19

Respuestas a los ejercicios

................................
................................
....................

23

5.
-

CÁLCULOS CON ECUACIONES

................................
................................
........

26
Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
21
.
-

INTRODUCCIÓN:

Una Ecuación Química e
s la representación gráfica o simbólica de una
reacción que

muestra

las
transformaciones que sufren las
substancias
,
elementos o compuestos
, bajo ciertas condiciones específicas
. De esta
manera, las substancias reaccionantes

(llama
da
s reactivos)

sufren una
serie de transformaciones en el curso de una reacción química para dar
origen a

los

productos

de la reacción
.

La ecuación química también nos muestra la cantidad de
s
ubstancias

o
elementos que intervienen en la reacción.Una reacción Química

se define como todo

proceso

en el cual una o más
su
b
stancias sufren tran
sformaciones químicas.

Una ecuación química consta de dos miembros constituyentes.

A la izquierda se ubican las substancias que reaccionan y a la derecha,
los productos de la reacción. Para separar ambos miembros, se emplea
una flecha que indica el sentido

en que transcurre la reacción.

En la siguiente reacción:

Fe + S → FeS

Un átomo de hierro se combina con un átomo de azufre para dar origen a
una molécula de sulfuro ferroso.

Observe que en ambos miembros de la ecuación existe el mismo número
de átomos. Un

átomo de hierro y un átomo de azufre

lo que se ajusta a
la

Ley

de la conservación de la

materia
,
propuesta

por Lavoisier en 1774,
que

d
ice lo siguiente
:"En una reacción química, la masa de los reactantes es igual a la
masa de los reactivos" por lo tanto "La materia no se crea ni se
destruye, solo se transforma"Decimos entonces que la reacción está
Igualada

o Balanceada.

Una ecuación estará correctamente escrita cuando esté balanceada.

La ecuación:

S + O
2

→ SO
2

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
3Se lee diciendo que un átomo de azufre reacciona con una molécula de
oxígeno para dar lugar a una molécula de Anhídrido sulfuroso.

Obsérvese que el s
ímbolo de oxígeno esta seguido del subíndice “dos”.
Esto se debe a que todas las substancias gaseosas siempre se
representan como moléculas: O
2
, N
2
, H
2
, Cl
2
, etc.
Puede decirse,
entonces que

“todas las substancias gaseosas son moléculas
diatómicas”.

Esta
reacción también está balanceada pues existe el mismo número de
átomos entre los reactantes y en los productos.

Sin embargo, esto no siempre es así.

Observe la siguiente ecuación:

Mg + HCl → MgCl
2

+ H
2
↑

En primer lugar, debemos indicar que la flecha
apuntando hacia arriba
que aparece a continuación del símbolo de la molécula de hidrógeno, “↑”,
indica que el hidrógeno es un gas que se desprende a la atmósfera.

En otros casos, podemos encontrar una flecha apuntando hacia abajo,
“↓”, lo cual indica que e
l elemento o compuesto que la precede, precipita
depositándose en el fondo del recipiente en el que ha ocurrido la
reacción.

Si observamos l
a ecuación, notaremos que
no está balanceada

pues a la
derecha de la ecuación hay más átomos de hidrógeno y de cloro

que
entre los reactivos.

Para solucionar este problema, debemos multiplicar la molécula de ácido
clorhídrico, “HCl” del primer miembro, por dos:

Mg +
2
HCl → MgCl
2

+ H
2
↑

Ahora la ecuación ha quedado balanceada pues existen dos átomos de
hidrógeno y dos
átomos de cloro a ambos lados de la ecuación.

Este número que antecede al HCl se denomina “
Coeficiente”

y observe
que afecta a cada constituyente de la molécula por igual (2HCl indica que
hay 2 átomos de H y 2 átomos de Cl). Por el contrario, en el caso de
l
MgCl
2
, el subíndice so
lo afecta al átomo de cloro y no

al átomo de
Magnesio (1 átomo de Mg y 2 átomos de Cl).

Equilibrio Químico

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Página
4Este procedimiento de igualar el número de átomos que existe en ambos
lados de la ecuación de denomina “Balanceo de Ecuaciones”
.

Existen
diversos métodos de igualación de ecuaciones químicas a saber:



Método por Tanteo,



Método Algebraico o Aritmético y



Métodos de Igualación de Reacciones de Óxido Reducción,
también conocidos como Redox que se subdividen a su vez en:

1.

Método del Número de Oxid
ación,

2.

Método del Ión
-
electrón o Semi
-
reacciones.

En el presente trabajo expondremos cada uno de estos métodos y se
proponen un buen número de ejercicios que nos permitirán adquirir las
destrezas necesarias para dominar cada uno de ellos.

Nuestra recomenda
ción es que resuelva cada uno de los ejercicios
propuestos, sin excepción, lo que le permitirá alcanzar
la destreza
necesaria

para balancear cualquier reacción química que se nos plantee,
independientemente que se trate de una reacción química Inorgánica u

Orgánica.

2.
-

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR TANTEO:

C
omo se ha indicado antes,
para balancear por este o todos los demás
métodos es necesario conocer la

ley

de la conservación de

la

materia
,
propuesta por Lavoisier en 1774.

C
omo todo lleva un orden a seguir, éste

método

resulta má
s fácil si
ordenamos a los elementos de la siguiente manera:

Balancear primero

Metales y/o no metales

Oxígenos

Hidrógenos

De esta manera, nos resulta más fácil, ya que el mayor

co
nflicto

que se
genera durante el balanceo es causado principalmente por los oxígenos e
hidrógenos.

Balancear por el método de tanteo consiste en colocar números grandes
denominados "Coeficientes" a la izquierda del compuesto o elemento del
Equilibrio Químico

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Página
5que se trate. De

manera que
“
Tanteando
”
, logremos una equivalencia
o

igualdad

entre los reactivos y los productos.

Ejemplo:

Balancear la siguiente ecuación química:

Fe
2
O
3

+ H
2
O →
Fe(OH)
3

Para balancear, comenzamos contando los átomos diferentes a oxígeno
e hidrógeno, luego los O
2

y finalmente H
2
.

A la izquierda de la flecha tenemos los “Reactivos” y a la derecha, los
“Productos de la Reacción”. La flecha se lee: “produce”.

Observam
os que en los reactivos tenemos dos átomos de hierro (el
número delante del símbolo, Fe. Es importante hacer notar que si el
número está antes de la fórmula del compuesto, afectará a todos los
elementos que lo integran y este número se llamará “coeficiente
”. El
coeficiente indica el número de moleculas presentes). En los productos
solo hay un átomo de hierro. Como debe haber el mismo número de
átomos a la izq
uieda y a la derecha, colocaremos un coeficiente en el
segundo miembro para balancear el número de á
tomos, así:

Fe
2
O
3

+ H
2
O
→

2

Fe(OH)
3

NOTA:

Observa que solo podemos colocar coeficientes para balancear
(números antes de la formula. No se puede colocar un dos despues del
hierro de los productos pues esto alteraría la formula del compuesto).

Ya hemos

igualado los átomos de hierro.

A continuación, contamos los átomos de oxígeno que hay en ambos
lados de la ecuación.

En el primer miembro hay cuatro átomos de oxígeno. Tres en el óxido
férrico (FeO
3
) y uno en la molécula de agua; mientras que en el segund
o
miembro hay seis, tres en el grupo OH multiplicado por el coeficiente 2
que hemos colocado en el paso anterior. (Observa que los coeficientes
multiplican los átomos presentes en la molécula).

Para compensar esta diferencia colocamos un tres antes de la f
ormula del
agua. Lo colocamos allí porque si lo colocamos antes de la formula del
Equilibrio Químico

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Página
6óxido, alteraríamos la cantidad de hierro que ya hemos ajystado en el
paso anterior.

Fe
2
O
3

+
3

H
2
O
→

2

Fe(OH)
3

Colocamos un tres porque ya hay tres átomos de oxígeno en
la
formula del Óxido Férrico.

Contamos ahora los átomos de hidrógeno y observamos que hay seis
átomos a ambos lados de la flecha, por lo que la ecuación ha quedado
balanceada.

Para comprobar, construimos la siguiente tabla:2 Fe 2

6 O 6

6 H 6Ejercicios:1.
-

Balancea las siguientes ecuaciones Químicas por el método de
tanteo:1.

Zn + HCl → ZnCl
2

+ H
2

2.

HCl + Ca(OH)
2

→ CaCl
2

+ H
2
O

3.Al
2
O
3

+ H
2
SO
4

→ Al
2
(SO
4
)
3

+H
2
O

4.

P + O
2

→ P
2
O
3

5.

Na + H
2
O →NaOH + H
2

6.

P
2
O
5
+

H
2
O → H
3
PO
4

7.

KClO
3
→ KCl + O
2

8.

Fe + HCl → FeCl
3

+ H
2

9.

NaOH + CuCl
2
→ Cu(OH)
2

+ NaCl

10.

Cu + HNO
3

→ Cu(NO
3
)
2

+ H
2
O + NO
2

Equilibrio Químico

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Página
711.

Al + H
2
SO
4

→ Al
2
(SO
4
)
3

+ H
2

12.

Cu + H
2
SO
4

→ CuSO
4

+ SO
2

+ H
2
O

13.

Cu + HNO
3

→ Cu(NO
3
)
2

+ H
2
O + NO

14.

N
2

+ O
2

→ N
2
O
3

15.

HCl + MnO
2

→ MnCl
2

+ H
2
O + Cl
2

16.

Hg + H
2
SO
4

→ HgSO
4

+ H
2
O + SO
2

17.

Fe
2
O
3

+ C → Fe + CO

18.

KMnO
4

+ H
2
SO
4

→ K
2
SO
4

+ MnSO
4

+ H
2
O + O

19.

ZnS + O
2

→ ZnO + SO
2

20.

P + Cl
2

→ PCl
5

3.
-

BALANCEO POR EL MÉTODO ALGEBRAICO/
ARITMÉTICOSe siguen los siguientes pasos:

Escribir antes de cada
molécula una letra, siguiendo el orden
alfabético.



Enlistar verticalmente los átomos que participan en la reacción



A la derecha del símbolo de cada elemento que participa se escribe el
número de veces que el elemento se encuentra en cada molécula
identific
ada por letra.



Si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en más de una
molécula, se suman y se escribe cuantas veces está presente en una
molécula



Se cambia la flecha por un signo igual =



Se enlistan las letras que representan las moléculas y a

la letra más
frecuente se le asigna el

valor

de uno

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Página
8

Los

valores

de las letras se obtienen por

operaciones

algebraicasEjemplo:Balancear la siguiente ecuación:CaC
2

+ H
2
O
→

Ca(OH)
2

+ C
2
H
2Aplicamos la primera regla o paso:a CaC
2

+ b H
2
O
→

c Ca(OH)
2

+ d C
2
H
2
Aplicamos
el segundo paso:Ca

C

O

HContinuamos con el tercer paso:Ca: (Ca está en "a" del primer miembro y en "c" en el segundo por lo
tanto)

a=c C: (C está 2 veces en "a" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2a = 2dO: (O está en "b" y 2 veces en "c" por lo tanto) b = 2cH: (H está 2 veces en "b", 2 en "c" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2b = 2c + 2d

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Página
9
Le asignaremos un valor numérico conveniente a cualquiera de las
variables literales. En este caso, asigne
mos el valor de "1" a CResolvemos cada ecuación obtenida:
c = 1 luego, a = ca = 1 2a = 2d luego, 2 x (1) = 2dd = 2/2 = 1b = 2c, luego b= 2 x (1); b = 22 b = 2 c + 2 d; 2b = 2 x (1) + 2 x (1); 2 b = 2 + 2; 2 b = 4; b = 4 / 2;b
= 2Se reemplaza cada literal por el valor obtenido:a=1

b=2

c=1

d=1a CaC
2

+ b H
2
O
→

c Ca(OH)
2

+ d C
2
H
21 CaC
2

+ 2 H
2
O
→

1 Ca(OH)
2

+ 1 C
2
H
2Como el 1 se sobre entiende, la ecuación queda así:
CaC
2

+ 2 H
2
O
→

Ca(OH)
2

+ C
2
H
2Y la ecuación ya
está balanceada. Equilibrio Químico

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Página
10Balancear por el
método algebraico

la siguiente ecuación
químicaBa(OH)
2
+ P
4
O
10

→

Ba
3
(PO
4
)
2
+ H
2
O

Respuesta(1)Ecuación general

a Ba(OH)
2
+ b P
4
O
10

→

c Ba
3
(PO
4
)
2
+ d H
2
O

.

Ecuación parcial del Bario


Ba(OH)
2
→ Ba
3
(PO
4
)
2

a = 3c (2)

Ecuación parcial del Fósforo


P
4
O
10

→ Ba
3
(PO
4
)
2
.

4b = 2c (3)

Ecuación parcial del Hidrogeno


Ba(OH)
2
→

H
2
O

2a = 2d (4)

Ecuación parcial del
Oxigeno


Ba(OH)
2
+ P
4
O
10

→ Ba
3
(PO
4
)
2
+ H
2
O

2a + 10b = 8c + d (5)

Se reemplaza b por 1 y sedespejan a, c y d de las ecuaciones 2, 3, 4 y
5.

b = 1(6)

se remplaza la ecuación 6 en la ecuación 3

4b = 2c

4 * 1 = 2c

Equilibrio Químico

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Página
114 = 2c

2 = c

(7)

remplazamos la ecuación 7 en la ecuación 2

a = 3c

a = 3 * 2

a = 6 (8)

remplazamos la ecuación 8 en la ecuación 4

2a = 2d

2 * 6 = 2d

12 = 2d

d = 6 (9)

Se reemplazan los coeficientes literales por los valores obtenidos:

6Ba(OH)
2
+ P
4
O
10

→ 2Ba
3
(PO
4
)
2
+
6H
2
O

2
.
-

Balancea las siguientes ecuaciones por el método algebraico:1.
-

KClO
3
KCl + O
2


2.
-

BaO
2

+ HCl

BaCl
2

+ H
2
O
2

3.
-

H
2
SO
4

+ C

SO
2

+ CO
2

+ H
2
O

4.
-

Ag
2
SO
4

+ NaCl

AgCl + Na
2
SO
4

5.
-

NaNO
3

+ KCl

NaCl + KNO
3


6.
-

FeS
2

+ O
2Fe
2
O
3

+ SO
27.
-

SO
2

+ O
2SO
3

Equilibrio Químico

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Página
124.
-

BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

Se denomina
reacción

de
óxido
-
reducción

o, simplemente,
“R
edox
”
, a
toda
reacción química

en la que uno o más
electrones

se transfieren
entre los reactivos, provocando un cambio en sus
estados de oxidación
.

Para que exista una reacción de
óxido
-
reducción
,

por tanto,

debe haber
un elemento que ceda
electrones
, y otro que los acepte:



El

elemento que cede electrones se oxida
, su número de oxidación
disminuye

y se denomina agente reductor.

El
elemento que acepta electrones
, aumenta su número de
oxidación,

se dice que se reduce y se denomina agente oxidante.

4.1.
-

Principio de electro neu
tralidad

El principio de electro neutralidad de Pauling
es un método aproximado

para estimar la carga

en moléculas o iones complejos.

S
upone que la
carga siempre se distribuye en valores cercanos a 0 (es decir,
-
1, 0, +1).

Dentro de una reacción global red
ox, se da una serie de reacciones
particulares llamadas semirreacciones o reacciones parciales.



Semi
-
reacción de reducción:
2e
-

+ Cu
2+

→ Cu
0



Semi
-
reacción de oxidación:
Fe
0

→ Fe
2+

+ 2e
-

o más comúnmente, también llamada ecuación general:

Fe
0

+ Cu
2+

→ Fe
2+

+ Cu
0

La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica
por el
potencial de reducción
, también llamado potencial redox.

Una titulac
ión redox es una en la que un indicador químico indica el
cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color
entre el oxidante y el reductor.

4.1.2.
-

Número de oxidación

El número de oxidación es un número entero que representa el
número
de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace
determinado.

1.

Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrán
número de oxidación

cero

Equilibrio Químico

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Página
132.

El hidrógeno tendrá
número de oxidación

de +1 excepto en hidruros

en los cuales actúa con número de oxidación

-
1

3.

El

oxígeno

tendrá
número de oxidación

-
2 excepto en los peróxidos
donde actúa
con

número de oxidación

-
1

4.

Los
Metal
es A
lcalinos

(Grupo IA de la Tabla Periódica)

tienen en
sus compuestos
número de
oxidación +1

5.

Los
Metales
A
lcalino

T
érreos

(elementos del Grupo IIA de la Tabla
Periódica)

tienen en sus compuestos
número de
oxidación +2

6.

Los
h
alógenos

(Grupo VII A) tie
nen en sus compuestos como

h
aluros
, número de oxidación

-
1

7.

La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un
compuesto

iónico

es igual a la
suma de la
carga

neta

de los
átomos
constituyentes del ión

8.

Si algún

átomo

se oxida su número de oxidación aumenta y cuando
un átomo se reduce, su número de oxidación disminuye

9. La suma de los números de oxidación de los átomos que
constituyen una molécul
a es cero

4.1.3.
-

Método de Balanceo del Número de Oxidación.4.1.3.1.
-

Determinación del número de oxidación.

Para comprender este método, vamos a b
alancear la siguiente ecuación:

Fe + H
2
SO
4

→ Fe
2

(SO
4
)
3

+ H
2
↑

La primera regla, esta nos dice que todos los elementos libres tendrán
valencia cero,
luego, localizamos

los elementos libres, en este caso son
el Hierro y el hidrógeno,
y
colocamos un cero como valencia.Fe
0

+ H
2
SO
4

→
Fe
2
(SO
4
)
3

+ H
2
0

↑Continuamos con las demás reglas y
ubicamos

a los oxígenos e
hidrógenos y les asignamos la valencia que les corresponde,
según se
estableció

en las reglas:Fe
0

+ H
2
+1

SO
-
2
4

→
Fe
2
(SO
-
2
4
)
3

+ H
2
0

↑

Equilibrio Químico

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Página
14
Para continuar, obtenemos la valencia de los elementos
restantes
, en
este caso el azufre y el hierro:Ubiquémonos en el azufre (S) del primer miembro en la ecuaciónH
2
+1

SO
-
2
4Para obtener la valencia del azufre, simplemente vamos a multiplicar la
valencia del oxígeno por el número de oxígenos que hay (en este caso
hay 4 oxígenos que multiplicados por el
-
2 del número de oxidación,
resulta

-
8) y hacemos lo mismo con el hidrógeno
, multiplicamos su
valencia por el número de oxígenos que hay (2 átomos de hidrógeno
multiplicados por +1
resulta

+2). Queda de la siguiente manera:H
2
+1

S
X

O
-
2
4Se pla
n
tea una ecuación de primer grado
, recordando que la suma de los
números de oxidación
de los átomos integrantes de la molécula debe ser
igual a cero
:2 x (+1) + X + 4 x (
-
2) = 0+2 + X
-
8 = 0X = +8
-

2X = + 6Resulta que la valencia del azufre ha de ser +6. Comprobamos:+2 +
6

-

8 = 0Ubiquémonos
ahora

el hierro del segundo miembro
:Fe
2
(SO
-
2
4
)
3

Esta sal está

formada por un catión, (Fe) y un anión, en este caso, el ión
sulfato (SO
4
).

Equilibrio Químico

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Página
15Si recordamos las reglas de formulación, es fácil deducir que la valencia
del hierro es +3 y la del ión sulfato
-
2
(observe los subíndices delante de
cada ión). Ya hemos definido el número de oxidación del hierro. Falta
conocer el número de oxidación del azufre en el ión sulfato

Ya sabemos que la carga neta del i
ón es

-
2
, por lo que si se multiplica los
cuatro átomos d
e oxígeno por
-
2, resulta que la carga del oxígeno es
-
8,
por lo que es lógico deducir que el número de oxidación del azufre será
+6 para que al hacer la suma algebraica resulte
-
2.

Y de esta manera ya
hemos obtenido

todas las valencias del compuesto
químico:Fe
0

+ H
2
+1
S
+6
O
-
2
4

→
Fe
+3

2
(S
+6
O
-
2
4
)
-
2
3

+ H
2
0

↑Ahora, vamos a verificar cuál elemento se oxida y cual se reduce.

Observamos que el hierro se oxida

pues su número de oxidación

aumenta de cero a 3 (pierde 3 electrones):Fe
0

+ H
2
+1

S
+6

O
-
2
4

→
Fe
+3

2
(S
+6

O
-
2

4
)
-
2

3

+ H
2
0

↑Observamos ahora que
el hidrógeno
se reduce

(gana 1 electrón
)
, pero
como hay dos átomos de hidrógeno, se multiplica por 2):L
a ecuación queda de la
siguiente manera:Fe
0

+ H
2
+1
S
+6
O
-
2
4

→
Fe
+3
2
(S
+6
O
-
2
4
)
-
2
3

+ H
2
0

↑

↓

↑



Se oxida se reduce

3e
-

1x2e
-

= 2e
-

A continuación, intercambiamos estos números que indican la perdida y/o
ganancia de electrones como se
indica a continuación:

2
Fe
0

+
3
H
2
+1
S
+6
O
-
2
4

→
Fe
+3
2
(S
+6
O
-
2
4
)
-
2
3

+ H
2
0

↑

Ahora contamos el número de átomos a ambos lados de la ecuación:

2= Fe =2

3= S =3

12= O =12

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
166= H =2

Para compensar el déficit de hidrógenos del segundo miembro,
multiplicamos este
elemento por 32
Fe +
3
H
2
SO
4

→
Fe
2
(SO
4
)
3

+
3
H
2

↑La ecuación balanceada resulta:

2Fe + 3H
2
SO
4

→ Fe
2
(SO
4
)
3

+ 3H
2

↑Otro ejemplo del mismo caso anterior se presenta a continuación:

KMnO
4

+ HCl → KCl + MnCl
2

+ Cl
2

+ H
2
O

Asignamos los números de
oxidación:

K
+1
Mn
+7
O
4
-
2

+ H
+1
Cl
-
1

→ K
+1
Cl
-
1

+ Mn
+2
Cl
2
-
1

+ Cl
2
0

+ H
2
+1
O
-
2

Observemos que en el segundo miembro, el cloro aparece con dos
valencias, por tanto, comenzaremos el balanceo por ese lado

de la
ecuación:

K
+1
Mn
+7
O
4
-
2

+ H
+1
Cl
-
1

→ K
+1
Cl
-
1

+ Mn
+2
Cl
2
-
1

+ Cl
2
0

+ H
2
+1
O
-
2


↑ ↓


5 e
-

1 e
-

x 2 = 2 e
-

KMnO
4

+ HCl → KCl +
2
MnCl
2

+
5
Cl
2

+ H
2
O

Ajustamos la
ecuación en el primer miembro y efectuamos las
correcciones que hagan falta:

2
KMnO
4

+
16
HCl →
2
KCl +
2
MnCl
2

+
5
Cl
2

+
8
H
2
OL
a mayoría de las reacciones químicas elementales ocurren en disolución
acuosa. En estos casos, no se indican todos los reactivos o
productos
sino que normalmente solo se presentan el agente oxidante y el agente
reductor; en qué se convierten y el medio en el que se realiza la reacción
(disolución básica o ácida), por esta razón, la reacción deberá ser
completada.

Se recomienda seguir
el siguiente procedimiento:

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
171.

Asignar los números de oxidación siguiendo las reglas ya
estudiadas.

2.

Igualar la ecuación con la proporción adecuada de agente oxidante
y agente reductor.

3.

Contar los átomos de oxígeno a ambos lados de la ecuación y
añadir molécul
as de agua donde exista déficit de O
2
.

4.

Contar los átomos de hidrógeno y completar con protones (H
+
) en el
lado deficiente.

5.

Si se indica que la reacción se realiza en medio ácido, se deja así,
sin embargo, si se indica que la reacción ocurre en medio b
ásico
,
se
deben
añadir

tantos

OH
-

a ambos lados de la ecuación como
protones se han incorporado en el paso anterior.

6.

Sumar los H
+

y los OH
-

agregados y convertirlos en H
2
O y
finalmente, eliminar las especies que se repitan a ambos lados de la
ecuación.

Como e
jemplo, igualemos la siguiente reacción sabiendo que ocure en
medio ácido:

Cr
2
O
7
=

+ H
2
SO
3
→ Cr
+3

+ HSO
4
-

Iniciamos colocando los números de oxidación según el procedimiento ya
estudiado:

(solo indicaremos los números de oxidación del agente
oxidante y el reductor)

Cr
2
+6
O
7
=

+ H
2
S
+4
O
3
→ Cr
+3

+ HS
+6
O
4
-

Balanceamos los átomos de Cromo del segundo miembro:

Cr
2
+6
O
7
=

+ H
2
S
+4
O
3
→
2
Cr
+3

+ HS
+6
O
4
-


↑ ↓


3 e
-

x 2 = 6 e
-

2 e
-


S
e reduce Se oxida



(ag.

oxidante) (ag. Reductor)

La relación entre los reactivos es 6:2, por lo que
simplificamos resultando
3:1 y balanceamos:

Cr
2
O
7
=

+
3
H
2
SO
3
→ 2Cr
+3

+
3
HSO
4
-

Verificamos los átomos de oxígeno y detectamos un déficit de 4 átomos a
la derecha que compensamos con agua:

Cr
2
O
7
=

+
3
H
2
SO
3
→ 2Cr
+3

+
3
HSO
4
-

+
4 H
2
O

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
18Ahora tenemos un déficit de

5 Hidrógenos a la derecha que
compensamos con H
+
:

5 H
+

+
Cr
2
O
7
=

+
3
H
2
SO
3
→ 2Cr
+3

+
3
HSO
4
-

+
4 H
2
O

Verificamos las cargas eléctricas a ambos lados de la ecuación

y
confirmamos que están balanceadas.

Puesto que la reacción ocurre en medio ácido,
concluimos en este punto:

5 H
+

+ Cr
2
O
7
=

+ 3H
2
SO
3
→ 2Cr
+3

+ 3HSO
4
-

+ 4 H
2
O

Estudiemos ahora un ejemplo de reacción en medio básico.

Balancear y completar la siguiente reacción sabiendo que ocurre en
medio básico:
CrO
4
=

+ SO
3
=

→ Cr(OH)
4
-

+ SO
4
=

Cr
+
6
O
4
=

+ S
+4
O
3
=

→ Cr
+3
(OH)
4
-

+ S
+6
O
4
=


↑ ↓


3 e
-

2 e
-


Se oxida


Se reduce


(ag. Reductor) (ag. oxidante)

Balanceamos según la relación encontrada:

2
CrO
4
=

+
3
SO
3
=

→
2
Cr(OH)
4
-

+
3
SO
4
=

Compensamos el déficit de oxígeno:

3H
2
O
+

2CrO
4
=

+ 3SO
3
=

→ 2Cr(OH)
4
-

+ 3SO
4
=

Compensamos el déficit de hidrógeno:

2H
+

+ 3H
2
O

+

2CrO
4
=

+ 3SO
3
=

→ 2Cr(OH)
4
-

+ 3SO
4
=

Como el medio es básico, agregamos a ambos lados de la
reacción,
tantos OH
-

como protones se agregaron en el paso anterior

2 OH
-

+
2H
+

+ 3H
2
O + 2CrO
4
=

+ 3SO
3
=

→ 2Cr(OH)
4
-

+ 3SO
4
=

+
2OH
-

Sumamos estas especies:

2
H
2
O
+ 3H
2
O + 2CrO
4
=

+ 3SO
3
=

→ 2Cr(OH)
4
-

+ 3SO
4
=

+
2OH
-

5H
2
O

+ 2CrO
4
=

+ 3SO
3
=

→ 2Cr(OH)
4
-

+ 3SO
4
=

+
2OH
-

Verificamos que las cargas estén balanceadas y concluimos:

5H
2
O

+ 2CrO
4
=

+ 3SO
3
=

→ 2Cr(OH)
4
-

+ 3SO
4
=

+
2OH
- Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
193.
-

Balancear las siguientes reacciones por el método del número de
oxidación:

1.
-

KClO
3

+ S →

KCl + SO
2

2
.
-

KClO
3

+ S + H
2
O → Cl
2

+
K
2
SO
4

+H
2
SO
4

3
.
-

Cu +HNO
3

→ Cu(NO
3
)
2
+ H
2
O + NO

4
.
-

H
2
S + HNO
3

→ H
2
SO
4

+ NO + H
2
O

5
.
-

I
2

+ HNO
3

→ HIO
3

+ NO + H
2
O

6.
-

H
2
S + SO
2

→ S + H
2
O

7.
-

Na
2
SO
3

→ Na
2
S + Na
2
SO
4

8.
-

HNO
3

→ NO + H
2
O + O
2

9.
-

HNO
3

+ S → H
2
SO
4

+ NO

10.
-

NaCl + MnO
2

+ H
2
SO
4

→
Cl
2

+ MnSO
4

+ Na
2
SO
4

+ H
2
O

11.
-

HNO
3

+ H
2
S → NO + S + H
2
O

12.
-

Ag
2
SO
3

+ H
2
O → H
2
SO
4

+

Ag

13.
-

KI + K
2
Cr
2
O
7

+ H
2
SO
4

→ Cr
2
(SO
4
)
3

+ I
2

+ K
2
SO
4

+ H
2
O

14.
-

KMnO
4

+ H
2
SO
4

+ H
2
O
2

→ K
2
SO
4

+ MnSO
4

+ H
2
O + O
2

15.
-

K
2
Cr
2
O
7

+ HCl → KCl + CrCl
3

+ H
2
O + Cl
2

16.
-

KI + KMnO
4

+ HCl → I
2

+ MnCl
2

+ KCl + H
2
O

17.
-

Cl
2

+ KOH → KCl + KClO + H
2
O

18.
-

Cl
2

+ KOH → KCl + KClO
3

+ H
2
O

19.
-

Cl
2

+ Na
2
S
2
O
3

+ NaOH → NaCl + Na
2
SO
4

+ H
2
O

20.
-

PbS + H
2
O
2

→ PbSO
4

+ H
2
O4.1.
4
.
-

Método de Balanceo del
Ión
-
electrón o Semi
-
reacciones.

Este es un procedimiento particularmente útil para reacciones en
disolución, aunque también puede emplearse en racciones en estado
gas
-
sólido.

Deben seguirse los siguientes pasos:

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
201.

Identificar el agente oxidante y el agente reductor, recordando que

el elem
ento que pierde electrones es el que se oxida y es a su vez,
el agente reductor; el elemento que gana electrones es el que se
reduce y es, a su vez, el agente oxidante.

2.

Mostrar mediante semi reacciones cómo se reduce el agente
oxidante y como se oxida el a
gente reductor.

3.

Asegurarse que los átomos diferentes a oxígeno e hidrógeno estén
igualados

y corregir de ser necesario.

4.

Contar los átomos de oxígeno a ambos lados de la semi
-
reacción y
compensar déficit con moléculas de agua.

5.

Agregar protones, H
+
, al lado
deficiente en hidrógeno.

6.

Contar las cargas eléctricas y multiplicar cada semi
-
reacción por un
coeficiente conveniente para que, al sumar ambas semi reacciones,
se igualen las cargas y puedan eliminarse.

7.

Si la reacción ocurre en medio básico, agregar tantos

OH
-

a ambos
lados de la semi reacción, como protones (H
+
) se agregaron para
compensar déficits de hidrógeno (paso 5).

8.

Combinar los OH
-

y los H
+

y eliminar el agua que aparezca
duplicada en la reacción.

9.

Sumar ambas semi reacciones y eliminar las especies q
ue
aparezcan duplicadas en la reacción final.

Ejemplos:

Balancear la siguiente ecuación por el método de las semi reacciones:

KMnO
4

+ HCl → MnCl
2

+ Cl
2

+ KCl + H
2
O

Asignamos los números de oxidación:

K
+1
Mn
+7
O
4
-
2

+ H
+1
Cl
-
1

→ Mn
+2
Cl
2
-
1

+ Cl
2
0

+ K
+1
Cl
-
1

+ H
2
+1
O
-
2

Mn
+7

+
5e
-

→ Mn
+2

(agente oxidante)

2
Cl
-
1

→ Cl
2
0

+
2 e
-

(agente reductor)

Multiplicamos la primera semi reacción por 2 y la segunda por 5:

2

x (Mn
+7

+ 5e
-

→ Mn
+2
)


5

x (2Cl
-
1

→ Cl
2
0

+ 2 e
-

)


2Mn
+7

+ 10e
-

→ 2Mn
+2

10Cl
-
1

→ 5Cl
2
0

+ 10 e
-

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
212Mn
+7

+
5
Cl
-
1

+10 e
-

→ 2Mn
+2

+ 5 Cl
2
0

+
10 e
-

2KMnO
4

+ 10HCl → 2MnCl
2

+ 5Cl
2

+ KCl + H
2
O

Balanceamos el Potasio del segundo miembro:

2KMnO
4

+ 10HCl → 2MnCl
2

+ 5Cl
2

+
2
KCl + H
2
O

Ajustamos el oxígeno:

2KMnO
4

+ 10HCl → 2MnCl
2

+ 5Cl
2

+ 2KCl +
H
2
O + 7 H
2
O

Las moléculas de agua pueden sumarse

2KMnO
4

+ 10HCl → 2MnCl
2

+ 5Cl
2

+ 2KCl +
8
H
2
OSe ajusta el hidrógeno:

6
H
+

+

2KMnO
4

+ 10HCl → 2MnCl
2

+ 5Cl
2

+ 2KCl +
8
H
2
OYa que

estos protones solo pueden provenir del ácido, sumamos a la
especie correspondiente:

2KMnO
4

+
16
HCl → 2MnCl
2

+ 5Cl
2

+ 2KCl +
8
H
2
OReajustamos el cloro:

2KMnO
4

+
16
HCl → 2MnCl
2

+
8
Cl
2

+ 2KCl +
8
H
2
OLa ecuación está ahora balanceada.

Es muy frecuente encontrar en los libros de texto y/o en literatura técnica
ecuaciones expresadas en forma
iónica. En estos casos se procede así:

Balancear la reacción:
Zn + NO
3
-

+ H
3
O
+

→
Zn
+2

+ NH
4
+

+ H
2
O

Para balancear este tipo de reacciones, primero, reescribimos la ecuación
omitiendo el ión hidronio (H
3
O
+
) y el agua:

Zn + NO
3
-

→ Zn
+2

+ NH
4
+

Asignamos los
números de oxidación:

Zn
o

+ N
+5
O
3
-

→ Zn
+2

+ N
-
3
H
4
+

Se escriben las semi reacciones y se identifican los agentes oxidante y
reductor:

Zn
0

→ Zn
+2

+ 2 e
-

(agente reductor)

N
+5
O
3
-

+ 8 e
-

→
NH
4
+

(agente oxidante)

4 x
(
Zn
0

→ Zn
+2

+ 2 e
-
)

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
22N
+5
O
3
-

+ 8 e
-

→ NH
4
+

4
Zn
0

→
4
Zn
+2

+
8

e
-

N
+5

O
3
-

+ 8 e
-

→ NH
4
+

4Zn + NO
3
-

+
8 e
-

→ 4Zn
+2

+ NH
4
+

+
8 e
-

Se eliminan los electrones:

4Zn + NO
3
-

→ 4Zn
+2

+ NH
4
+Reintroducimos el agua y el ión hidronio:

4
Zn + NO
3
-

+ H
3
O
+

→
4
Zn
+2

+ NH
4
+

+ H
2
O

Se igualan las cargas eléctricas:

4
Zn + NO
3
-

+
10
H
3
O
+

→
4
Zn
+2

+ NH
4
+

+ H
2
O

Se compensa el déficit de oxígeno con moléculas de agua:

4Zn + NO
3
-

+ 10H
3
O
+

→ 4Zn
+2

+ NH
4
+

+
13
H
2
O

La ecuación esta ahora correctamente balanceada.

Otro ejemplo:

ClO
3
-

+ Cr
+3

+ OH
-

→ Cl
-

+ CrO
4
=

+ H
2
O

Escribimos la
ecuación omitiendo el OH
-y el agua:

Cl
+5
O
3
-

+ Cr
+3

→ Cl
-

+ Cr
+6
O
4
=Se escriben las semi reacciones:

ClO
3
-

+

6 e
-

→ Cl
-

(agente oxidante)

Cr
+3

→ CrO
4
=

+
3 e
-

(agente reductor)

Se

multiplican las semirreacciones por
los coeficientes necesarios:

ClO
3
-

+ 6 e
-

→ Cl
-

2Cr
+3

→ 2CrO
4
=

+ 6 e
-


ClO3
-

+ 2 Cr+3 +
6 e
-

→ Cl
-

+ 2CrO4= +
6 e
-

Re
incorporamos el agua y OH
-

que se habían omitido inicialmente:

ClO
3
-

+ 2Cr
+3

+ OH
-

→ Cl
-

+ 2CrO
4
=

+ H
2
O

Se balancean las cargas:

ClO
3
-

+ 2Cr
+3

+
10
OH
-

→ Cl
-

+ 2CrO
4
=

+
5
H
2
O

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
23La ecuación está ahora correctamente balanceada.

4.
-

Balancear las siguientes reacciones mediante el método del ión
-
electrón

1.

Br
-

+ Cr
2
O
7
=

+ H
3
O → Br
2

+ Cr
+3

+ H
2
O

2.

I
-

+ MnO
4
-

+ H
3
O → I
2

+ Mn
+2

+ H
2
O

3.

S
=

+ MnO
4
=

+ H
3
O → S + Mn
+2

+ H
2
O

4.

Br
-+ PbO
2

+ H
3
O → Br
2

+ Pb
+2

+ H
2
O

5.

Ag + NO
3
-

+ H
3
O
+

→ Ag
+

+ NO + H
2
O

6.

S
=

+ NO
3
-

+ H
3
O
+

→ S + NO + H
2
O

7.

Cr
2
O
7
=

+ S
=

+ H
3
O
+

→ Cr
+3

+ S + H
2
O

8.

MnO
4
-+ SO
3
=

+ H
3
O
+

→ Mn
+2

+ SO
4
=

+ H
2
O

9.

Fe + NO
3
-

+ H
3
O
+
→ Fe
+3

+ NO + H
2
O

10.

SO
2

+ Cr
2
O
7
=

+ H
3
O
+

→ SO
4
=

+ Cr
+3

+ H
2
O

11.

Cl
2

+ OH
-

→ Cl
-

+ ClO
3
-

+ H
2
O


12.ClO
-

+ CrO
2
-

+ OH
-

→ Cl
-

+ CrO
4
=

+ H
2
O

13.Cr
2
O
7
=

+ H
2
SO
3

→ Cr
+3

+ HSO
4
-

(Medio Ácido)

14.Cr
O
4
=

+ SO
3
=

→ Cr(OH)
4
-

+ SO
4
=

(Medio Básico)Respuestas

a los ejercicios
:

1.
-

Balanceo por tanteo

1.

Zn + 2HCl → ZnCl
2

+ H
2

2.

2HCl +
Ca(OH)
2

→ CaCl
2

+ 2H
2
O

3.Al
2
O
3

+ 3H
2
SO
4

→ Al
2
(SO
4
)
3

+ 3H
2
O

4.

4P +3 O
2

→2 P
2
O
3

5.

2Na + 2H
2
O → 2NaOH + H
2

6.

P
2
O
5
+

3

H
2
O → 2H
3
PO
4

7.

2KClO
3
→ 2KCl + 3O
2

8.

2Fe + 6 HCl → 2FeCl
3

+ 3H
2

9.

2NaOH + CuCl
2
→ Cu(OH)
2

+ 2NaCl

10.

Cu + 4HNO
3

→ Cu(NO
3
)
2

+ 2H
2
O + 2 NO
2

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
2411.

2Al + 3H
2
SO
4

→ Al
2
(SO
4
)
3

+ 3H
2

12.

Cu + 2H
2
SO
4

→ CuSO
4

+ SO
2

+ 2H
2
O

13.

3Cu + 8HNO
3

→ 3 Cu(NO
3
)
2

+ 4 H
2
O + 2NO

14.

2N
2

+ 3O
2

→ 2N
2
O
3

15.

4HCl + MnO
2

→ MnCl
2

+ 2H
2
O + Cl
2

16.

Hg + 2H
2
SO
4

→ HgSO
4

+ 2H
2
O + SO
2

17.

Fe
2
O
3

+ 3 C → 2Fe + 3 CO

18.

2KMnO
4

+ 3H
2
SO
4

→ K
2
SO
4

+ 2MnSO
4

+ 3H
2
O + 5O

19.

2ZnS + 3O
2

→ 2ZnO + 2SO
2

20.

2P + 5Cl
2

→ 2PCl
5

2
.
-

Balanceo por el método algebraico:

1.
-

2KClO
3
2KCl + 3O
2


2.
-

2BaO
2

+ 4HCl

2BaCl
2

+ 2H
2
O
2

3.
-

2H
2
SO
4

+ C

2SO
2

+ CO
2

+ 2H
2
O

4.
-

2Ag
2
SO
4

+ 4NaCl

4AgCl + 2Na
2
SO
4

5.
-

2NaNO
3

+ 2KCl

2NaCl + 2KNO
3


6.
-

4FeS
2

+ 11O
22Fe
2
O
3

+ 8SO
27.
-

2SO
2

+ O
22SO
3

3.
-

Balanceo por el método del número de oxidación:

1.
-

2KClO
3

+ 3S →2KCl + 3SO
2

2.
-

6KClO
3

+ 5S + 2H
2
O → 3Cl
2

+ 3K
2
SO
4

+ 2H
2
SO
4

3.
-

3Cu + 8HNO
3

→ 3Cu(NO
3
)
2
+ 4H
2
O + 2NO

4.
-

3H
2
S + 8HNO
3

→ 3H
2
SO
4

+ 8NO + 4H
2
O

5.
-

3
I
2

+
10
HNO
3

→
6
HIO
3

+
10
NO +
2
H
2
O

6.
-

2H
2
S + SO
2

→ 3S + 2H
2
O

7.
-

4Na
2
SO
3

→ Na
2
S + 3Na
2
SO
4

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
258.
-

4HNO
3

→ 4NO + 2H
2
O + 3O
2

9.
-

2HNO
3

+ S → H
2
SO
4

+ 2NO

10.
-

2NaCl + MnO
2

+ 2H
2
SO
4

→ Cl
2

+ MnSO
4

+ Na
2
SO
4

+ 2H
2
O

11.
-

2HNO
3

+ 3H
2
S → 2NO + 3S + 4H
2
O

12.
-

Ag
2
SO
3

+ H
2
O → H
2
SO
4

+

2Ag

13.
-

6
KI + K
2
Cr
2
O
7

+
7
H
2
SO
4

→ Cr
2
(SO
4
)
3

+
3
I
2

+
4
K
2
SO
4

+
7
H
2
O

14.
-

2KMnO
4

+ 3H
2
SO
4

+ 5H
2
O
2

→ K
2
SO
4

+ 2MnSO
4

+ 8H
2
O + 5O
2

15.
-

K
2
Cr
2
O
7

+ 14HCl → 2KCl + 2CrCl
3

+ 7H
2
O

+ 3Cl
2

16.
-

10KI + 2KMnO
4

+ 16HCl → 5I
2

+2MnCl
2

+ 12KCl + 8H
2
O

17.
-

Cl
2

+ 2KOH → KCl + KClO + H
2
O

18.
-

3Cl
2

+ 6KOH → 5KCl + KClO
3

+ 3H
2
O

19.
-

4Cl
2

+ Na
2
S
2
O
3

+ 10NaOH → 8NaCl +2Na
2
SO
4

+ 5H
2
O

20.
-

PbS + 4H
2
O
2

→ PbSO
4

+ 4H
2
O

4.

Balanceo por el método del ión
-
electrón:

1.

6Br
-

+ Cr
2
O
7
=

+ 14H
3
O → 3Br
2

+ 2Cr
+3

+ 21H
2
O

2.

10I
-

+ 2MnO
4
-

+ 16H
3
O → 5I
2

+ 2Mn
+2

+24H
2
O

3.

5S
=

+ 2MnO
4
=

+ 16H
3
O → 5S + 2Mn
+2

+ 24H
2
O

4.

2Br
-+ PbO
2

+ 4H
3
O → Br
2

+ Pb
+2

+ 6H
2
O

5.

3Ag + NO
3
-

+ 4H
3
O
+

→ 3Ag
+

+ NO + 6H
2
O

6.

3S
=

+ 2NO
3
-

+ 8H
3
O
+

→ 3S + 2NO + 12H
2
O

7.

Cr
2
O
7
=

+ 3S
=

+ 14H
3
O
+

→ 2Cr
+3

+ 3S + 21H
2
O

8.

2MnO
4
-+ 5SO
3
=

+ 6H
3
O
+

→ 2Mn
+2

+ 5SO
4
=

+ 9H
2
O

9.

Fe + NO
3
-

+ 4H
3
O
+
→ Fe
+3

+ NO + 6H
2
O

10.

3SO
2

+ Cr
2
O
7
=

+ 2H
3
O
+

→ 3SO
4
=

+ 2Cr
+3

+ 3H
2
O

11.

3C
l
2

+
6
OH
-

→
5
Cl
-

+ ClO
3
-

+
3
H
2
O

12.

3ClO
-

+ 2CrO
2
-

+ 2OH
-

→ 3Cl
-

+ 2CrO
4
=

+ H
2
O

13.

Cr
2
O
7
=

+ 3H
2
SO
3

+ 5H
+

→ 2Cr
+3

+ 3HSO
4
-

+ 4H
2
O

14.

2
Cr
O
4
=

+ 3SO
3
=

+ 5H
2
O → 2Cr(OH)
4
-

+ 3SO
4
=

+ 2 OH
-
Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
26
5.
-

CÁLCULOS CON ECUACIONES

Una vez

que se ha escrito e igualado la ecuación química de una
reacción, no solo se dispone de un resumen de la transformación
química, sino también, si se conocen los pesos atómicos de los
elementos que intervienen en el proceso, se pueden conocer los cambios
d
e masa que ocurren cuando los reactivos se convierten en los
productos. Esto gracias a que los coeficientes de la ecuaci
ón balanceada
nos indican

el número de moles de cada una de las especies que
interviene en el

proceso
.

Por ejemplo, para la combustión
incompleta del gas propano, se ha
escrito y balanceado la siguiente ecuación:

2C
3
H
8

+ 7O
2

→ 6CO + 8H
2
O

Los coeficientes nos indican que dos moléculas de propano se han
combinado con siete moléculas de oxígeno para dar origen a seis
moléculas de monóxido de

carbono y ocho moléculas de vapor de agua.
De manera análoga, también es apropiado decir que dos moles de
propano y siete moles de oxígenos se combinaros para dar lugar a seis
moles de monóxido de carbono y 8 moles de agua.

A partir de la ecuación igualad
a se pueden establecer diversidad de
correlaciones entre los componentes de la reacción o parte de ellos los
que nos permite predecir una diversidad de información de gran utilidad
para los procesos que estemos manejando.

Por ejemplo, de la reacción anter
ior inferimos que: También significa
que:
2
moléculas
de C
3
H
8

Reaccionan
con

8
moléculas
de O
2

dando

6
moléculas
de CO

8 moléculas
de O
2

2 mol
e
s de
C
3
H
8

Reaccionan
con

8 mol
e
s
de O
2

dando

6 mol
e
s
de CO

8 mol
e
s
de O
2

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
27

Por otra parte:
Ejemplos:

1.
-

¿Cuántos gramos de oxígeno hacen falta para oxidar 1,00 g de C
3
H
8

a
CO y H
2
O?Peso formula C
3
H
8

{

=
3



12
,
011
=
36
,
033



=
8



1
,
00

=
8
,
064


1



C
3

8
=
1


44
,
097


/
݉�݈
=
0
,
0227

݉�݈݁�


3

8

2 MOLES DE C
3
H
8

2 x Pesos fórmula gramo de C
3
H
8

=

2 x 44,097 g = 88,194 g

7 MOLES DE O
2

7 x Pesos fórmula gramo de O
2

=

7 x 31,999 g = 223,99
3

g

6

MOLES DE C
O

6

x Pesos fórmula gramo de C
O
=

6

x
28,010

g =
168,06

g

8 MOLES DE H
2
O

8 x Pesos fórmula gramo de H
2
O =

8 x 18,015 g = 144,12 g

44,097 g/mol

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
28En la ecuación:
2C
3
H
8

+ 7O
2

→ 6CO + 8H
2
O,
hacen falta

7 moles de O
2

por cada 2 moles de C
3
H
8
, por tato, para 0,0227 moles de propano se
necesitan:


,
�૛૛�

࢓�࢒ࢋ�


3

8



7

݉�݈݁�


2
2

݉�݈݁�


3

8
=
0
,
0794

݉�݈݁�

݀݁


2

1 mol de O
2

pesa

(2 x 15,999 g/mol )= 32,00 g


,
���૝

࢓�࢒ࢋ�

ࢊࢋ


૛



૜૛
,
��


࢓�࢒
=
૛
,
૞૝



ࢊࢋ


૛
2.
-

¿Cuántos gramos de CO se
producen cuando se oxidan 3,42 g de
C
3
H
8

a CO y H
2
O?En el ejercicio anterior calculamos el Peso Formula del propano
(44,097g/mol), luego:

3
,
42




3

8
=
3
,
42



44
.
097


/
݉�݈
=
0
,
0776

݉�݈݁�

݀݁


3

8

En la ecuación:
2C
3
H
8

+ 7O
2

→ 6CO + 8H
2
O,

se deduce que por cada
dos moles de C
3
H
8

consumidos, se obtienen 6 moles de CO, por lo que:

0
,
0776

݉�݈݁�

݀݁


3

8



6
݉�݈݁�

݀݁

��
2

݉�݈݁�

݀݁


3

8
=
0
,
233

݉�݈݁�

݀݁

��

Un mol de CO pesa 28,010 g (peso formula de CO):

0
,
233

moles

CO
=
0
,
233

moles

x

28
,
010
g
mol
=
6
,
53

g

CO3.
-

Cuando se oxida C
3
H
8

por O
2

a CO y H
2
O, ¿Cuántos gramos de agua
se producirán al mismo tiempo que 3,43 g de CO?De la ecuación balanceada:
2C
3
H
8

+ 7O
2

→ 6CO + 8H
2
O,

inferimos:

3
,
43



��
=
3
,
43



��
2
8
,
010


/
݉�݈
=
0
,
122

݉�݈݁�

݀݁

��

Por cada 6 moles formados de CO se forman 8 moles de agua, luego:

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
290
,
122

݉�݈݁�

݀݁

��



8

݉�݈݁�

݀݁

����
6

݉�݈݁�

݀݁

��
=
0
,
163

݉�݈݁�

݀݁


2


1 molde agua pesa (peso formula): 18,015

g

0
,
163

݉�݈݁�

݀݁

����
=
0
,
163

݉�݈݁�



18
,
015

݉�݈
=
2
,
94



݀݁


2


4.
-

Suponer que dos gramos de propano y 7 gramos de oxígeno
reaccionan hasta el límite posible para formar CO y H
2
O. ¿Cuántos
gramos de CO se formarán?Este tipo de ej
ercicios se conoce con el nombre de reacción con “reactivo
limitante” puesto que uno de los reactivos estará en exceso y el otro limita
la reacción posible. Para resolverlo, se convierten los datos dados a
moles para que al compararlos con la reacción, pod
er definir cuál de ellos
está en exceso y trabajar entonces con el limitante.

1 mol C
3
H
8
= 44,097 g

2




3

8
=
2


44
,
097


/
݉�݈
=
0
,
0454

݉�݈݁�1 molde O
2

= 32,00 g

7




2
=
7


32
,
00


/
݉�݈
=
0
,
219

݉�݈݁�

2C
3
H
8

+ 7O
2

→ 6CO + 8H
2
O

La ecuación
indica que hacen falta 7 moles de O
2

por cada 2 moles de
C
2
H
8
, luego:

0
,
0454

݉�݈݁�

݀݁


3

8�

7

݉�݈݁�


2
2

݉�݈݁�


3

8
=
0
,
159

݉�݈݁�

݀݁


2

Esta es la mínima cantidad necesaria de oxígeno. Como tenemos 0,219
moles de O
2
, es fácil
inferir que este es el reactivo en exceso, lo que
indica que la reacción estará limitada por la cantidad de propano
, luego:

0
,
0454

݉�݈݁�


3

8



6

݉�݈݁�

݀݁

��
2

݉�݈݁�

݀݁


3

8
=
0
,
136

݉�݈݁�

݀݁

��

0
,
136

݉�݈݁�

݀݁

��
=
0
,
136

݉�݈݁�



28
,
010

݉�݈
=
3
,
81



��

Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
30 Ejercicios:

1.

Cuando el Al se transforma en Al
2
O
3

al reducir el TiO
2

a Ti.
¿Cuántos gramos de Titanio pueden producirse si se consumen
3,50 g de Aluminio?

R: 4,66 g

2.

Considere

la reacción de oxidación de NH
3

por O
2

en la que se
produce NO y H
2
O. ¿Cuántos gramos de H
2
O se producen en esta
reacción por gramo de NO?
R: 0,901 g

3.

Cuando se trata Ca
3
P
2

con agua, los productos son Ca(OH)
2

y PH
3
.
Calcular el peso máximo obtenido al

reaccionar 2 g de Ca
3
P
2
con 1
g de H
2
O.
R: 0,629 g

4.

Considere la reacción de estaño

con HNO
3

para producir SnO
2
, NO
2

y H
2
O. ¿Cuántos moles de NO
2

se producen por gramo de SnO
2

formado? R: 0,0265 moles

5.

En medio básico, el Sn puede reducir
CrO
4
=

a Cr(OH)
4
-

convirtiéndose en Sn(OH)
6
=
. Si se parte de 1 g de Sn y 1 g de CrO
4
=

¿Cuántos moles de OH
-

se requieren para una reacción máxima?
R: 4,31 x 10
-
3
moles
Equilibrio Químico

Prof. Leopoldo Simoza L.

Página
31 Bibliografía

SIENKO, J. Michell; Robert Plane (1972):
“
Química

Teórica y
Descriptiva”
.

Aguilar SA. Madrid. España.



SIENKO, J.M. (1979):
“
Problemas de Química”.

Editorial Reverté,
Barcelona, España.



IBARZ,
José
. (1976):
“Problemas de Química General”.

Editorial
Marín

SA. Barcelona, España.



“Equilibrio Químico”.

http://www.mcgraw
-
Hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf



http://fresno.pntic.mec.es/~fgut
ie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_prin
c.htm



http://www.monografias.com/trabajos15/equilibrio
-
quimico/equilibrio
-
quimico.shtml



http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/concurs
o2005/06/quimbach/apuntes_equilibrio.pdf



http://academic.uprm.edu/asantana/quim3002/cap14.pdf
. “Equilibrio
Químico”. Dr. Alberto Santana
.

Documentos PDF asociados:

Balanceo de Ecuaciones Químicas - guao.org
La Magia de los Números - guao.org
La fi esta de las letras - guao.org
Ensayo sobre la musica - guao.org
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EJERCICIOS DE TEORIA DE ECUACIONES
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