REACCIONES QUÍMICAS

Aun cuando en la naturaleza encontramos ejemplos de cambios químicos que

son el resultado de múltiples reacciones químicas (el volar de un ave, el

crecimiento de un niño, etc.), cuando nos referimos a los cambios

químicos, en general, pensamos en reacciones, mas o menos sencillas que

ocurren independientemente (combustión del gas propano, corrosión de

hierro, etc.). La observación y la interpretación de las reacciones

químicas es, básicamente, la razón de estudiar esta rama de la ciencia.

Ahora bien, sabemos que ha ocurrido una reacción, un cambio químico,

cuando podemos comparar las propiedades del sistema en sus condiciones

iniciales y finales. ¿Que hechos, permitirán hacer esa comparación? ¿Al

observar un fenómeno, cual será la evidencia que buscaremos para conocer

si fue un cambio químico?

Sin pretender agotar el tema, diremos que ha ocurrido una reacción

química si es sistema, al pasar de la condición inicial a la final,

presenta una o varias de las siguientes características:

1. Formación de una substancia gaseosa que, de acuerdo a su propia

naturaleza, puede ser coloreada o incolora; en este ultimo caso,

debemos poner atención a la formación de burbujas.

2. Formación de una substancia solida o insoluble en el medio que

sirve de soporte para el sistema reaccionante. Las características

de este solido son particulares de cada substancia, los hay

blancos, coloreados, cristalino, amorfos.

3. Cambios de color en el sistema, puesto que cada substancia tiene

propiedades características, un cambio de esas propiedades señala,

en la mayoría de los casos, un cambio de substancias. En este

aspecto, debemos considerar que hay substancias que cambian de

color, o de otras propiedades, con los cambios de temperatura.

4. En algunos casos, para hacer evidente un cambio químico, deberemos

recurrir a una tercera substancia que dentro del sistema, o tomando

una alícuota del sistema (pequeña muestra de algo) y poniéndola en

contacto con esa substancia, tengo características distintas para

el estado inicial y final del sistema que estudiamos. A estas

substancias las llamamos indicadores, por ser esa, precisamente su

función en el sistema.

Con lo anterior sabemos si ha ocurrido o no una reacción química; pero

¿todas las reacciones son iguales? ¿Todas ocurren de la misma manera?

Para responder a estas interrogantes, debemos intentar clasificar las

reacciones químicas y, como en toda clasificación, el ordenamiento que

hagamos dependerá de los criterios con que formulemos nuestro trabajo.

I. Por el tiempo que tardan en ocurrir.

1. Instantáneas

2. Rápidas: una forma relativa de señalar que su velocidad queda

en el intervalo medible con los instrumentos de laboratorio.

3. Lentas: que puede parecer que no ocurre ningún cambio.

II. Por el intercambio energético.

1. Exotérmicas, reacciones que al ocurrir liberan energía.

2. Endotérmicas, reacciones que para ocurrir absorben energía.

III. Por los cambios de valencia, estados de oxidación.

1. Reacciones oxido-reducción; cuando los cambios químicos

implican cambios en los estados de oxidación de algunos de

los elementos del sistema.

2. Reacciones que no son de oxido-reducción.

IV. Por la extensión con que ocurren los fenómenos.

1. Reacciones completas o irreversibles: ocurren cuando uno o

más de los productos es gas, un precipitado o una substancia

covalente que se aísla del sistema reaccionante, obligado, de

esa manera a que la reacción se desplace hacia los productos

en tanto existan reactivos.

2. Reacciones incompletas o reversibles: al no darse ninguna de

las condiciones anteriores, los productos formados se

transforman, a su vez, en reactivos y se establece un

equilibrio entre las dos reacciones posibles en ese sistema.

V. Por el mecanismo de la reacción.

1. Reacciones de síntesis o de combinación.

2. Reacciones de análisis o de descomposición.

3. Reacciones de simple desplazamiento o de substitución.

4. Reacciones de doble substitución, de doble desplazamiento, de

intercambio.

5. Reacciones de Neutralización.

6. Reacciones de Combustión.

1. Reacciones de síntesis o de combinación

Aun cuando la palabra “síntesis” tiene un significado más amplio,

para nosotros todo señalará todo cambio químico que implique la

unión de dos o mas substancias, que pueden ser simples o

compuestas, para formar un solo producto; tal fenómeno se

acostumbra representarlo de la siguiente manera:

A + B -- AB

a. Anhídrido + agua -- oxácido

N2O5 + H2O - 2HNO3 SO3 + H2O - H2SO4

P2O5 + 3H2O - 2H3PO4

b. Oxido básico + agua -- hidróxido

Na2O + H2O - 2NaOH

CaO + H2O - Ca(OH)2

c. Oxido básico + anhídrido -- sal ternaria

CO2 + Na2O -- Na2CO3

SO3 + CaO - CaSO4

d. Dos elementos simples. Comparar la electronegatividad y

determinar quien de los dos usa su valencia negativa.

H2 + Cl2 -- 2HCl

S + O2 -- SO2

2Na + Br2 -- 2NaBr

Fe + S -- FeS

2. Reacciones de análisis o descomposición

Ya su nombre indica el camino; una substancia se descompone, es

decir, da origen a dos o mas substancias mas sencillas, las que

pueden ser elementales o compuestas, usando el mismo tipo de

representación que en las reacciones anteriores, tenemos que

AB -- A + B

a. En primer término, encontramos las reacciones que son

inversas a las de primer tipo:

H2SO4 -- H2O + SO3 Mg(OH)2 -- MgO + H2O

CaCO3 -- CaO + CO2 2H2O -- 2H2 + O2

b. Todos los carbonatos (CO3), se descomponen por calor, a

excepción de los carbonatos de los metales alcalinos cuyas

temperaturas de descomposición son muy altas, produciendo el

oxido del metal correspondiente, en general sin cambios de

valencia, y bióxido de carbono.

BaCO3 -- BaO + CO2 Al2(CO3)3 -- Al2O3 + 3CO2

c. Los nitratos se descomponen por el calor, menos los

alcalinos, produciendo el oxido del metal, con su misma

valencia, bióxido de nitrógeno y oxigeno.

Cu(NO3)2 -- 2CuO + 4NO2 + O2 Pb(NO3)2 -- 2PbO + 4NO2 + O2

d. Todos los cloratos se descomponen por el calor formando el

cloruro del metal correspondiente y oxigeno.

2KClO3 -- 2KCl + 3O2 Ca(ClO3)2 -- CaCl2 + 3O2

e. Las sales de amonio se comportan de la manera siguiente:

NH4Cl -- NH3 + HCl

NH4NO2 -- N2 + 2H2O

NH4NO3 -- N2O + 2H2O

3. Reacciones de desplazamiento simple, de reemplazo o de substitución

Se caracterizan porque una substancia compuesta reacciona con un

elemento simple y éste substituye, en aquella, al elemento o

radical con el que tenga mas afinidad química; recordando que todo

compuesto esta formado de un radical positivo y de uno negativo. La

podemos representar así:

AB + C+ -- CB + A

AB + D- -- AD + B

Además de las características químicas, propiamente dichas, debe

considerarse la mayor o menor tendencia de los elementos a

oxidarse, es decir, se necesita observar la posición del elemento

en la serie electromotriz o de potenciales de oxidación (ver tabla

adjunta). Cualquier elemento desplazará a los que están después de

él en la tabla mencionada; y mientras mayor sea la distancia (mayor

diferencia de potencial) la reacción será tanto más fácil.

a. Metal + sal. Ocurrirá reacción si el metal libre es mas

activo que el metal que esta combinando.

2AgNO3 + Sn -- Sn(NO3)2 + Ag

CuSO4 + Fe -- FeSO4 + Cu

b. Metal + ácido. Observando la tabla de potenciales de

oxidación encontramos que se libera hidrógeno, de un ácido,

si el metal esta antes que él.

Zn + H2SO4 -- ZnSO4 + H2 Fe + 2HCl -- FeCl2 + H2

c. Metal + agua fría. Solo reaccionan los elementos mas activos.

2Na + 2H2O -- 2NaOH + H2

d. Metal + vapor de agua caliente. Aumenta la cantidad de

elementos que reaccionan, con la variante que en vez de

hidróxido se forma el óxido respectivo, con la máxima

valencia.

2Fe + 3H2O (g) -- Fe2O3 + 3H2

e. Desplazamiento de halógenos. En sales binarias el halógeno de

menor peso atómico, desplaza al de mayor peso atómico (están

actuando como negativos, por consiguiente, no es el peso

atómico el término de relación sino su electronegatividad).

En sales ternarias, donde los halógenos actúan como

positivos, lógicamente, el orden de desplazamiento tiene que

ser el inverso.

2NaBr + Cl2 -- 2NaCl + Br2 2KClO3 + I2 -- 2KIO3 + Cl2

4. Reacciones de doble substitución, doble desplazamiento, metátesis.

Decimos que ocurre una reacción de este tipo, cuando entre dos

substancias compuestas se establece un intercambio iónico; por

ello, su representación sería así:

AB + CD -- AD + CB

Los productos finales deben quedar escritos correctamente, para

ello, en los reactivos tomar en cuenta la valencia de cada radical,

y así, por intercambio llegar a establecer la fórmula respectiva.

a. Acido + base -- sal + H2O Este tipo de reacciones reciben

el nombre, también, de neutralización.

HCl + NaOH -- NaCl + H2O

H2SO4 + 2KOH -- K2SO4 + 2H2O

2H3PO4 + 3Ca(OH)2 -- Ca3(PO4)2 + 6H2O

b. Acido + sal -- Acido’ + sal’

K2S + 2HCl -- 2KCl + H2S

BaCl2 + H2SO4 -- BaSO4 + 2HCl

c. Hidróxido + sal -- hidróxido’ + sal’

FeCl3 + 3NaOH -- Fe(OH)3 + 3NaCl

d. Sal’ + sal’’ -- sal’’’ + sal’’’’

AgNO3 + NaCl -- AgCl + NaNO3

e. Sal + agua -- acido + hidróxido Las reacciones que siguen

corresponden al tipo inverso a la neutralización y se llaman

de hidrólisis.

NH4Cl + H2O -- NH4OH + HCl

f. Acido + óxido -- sal + agua

2HCl + CaO -- CaCl2 + H2O

g. Anhídrido + hidróxido -- sal + agua

SO3 + 2KOH -- K2SO4 + H2O

MÉTODOS PARA BALANCEAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS

Es un hecho que ocurren cambios químicos en la materia: la madera se

quema; en uno de los “flashes” usados en fotografía el magnesio entra en

reacción con el oxigeno; al preparar un pastel los polvos de hornear

producen anhídrido carbónico que permite que la masa se esponje; el ácido

clorhídrico en el estómago provoca cambios químicos en los alimentos; el

aire corroe los metales abandonados a la intemperie; etc. Esos hechos los

podemos describir, en química, mediante dos maneras:

1) Mediante una expresión verbal; en la que solo necesitamos conocer

los nombres (sistemáticos o familiares) de las substancias que

sufren los cambios (a las que llamamos reactivos) y los de las

substancias que se forman como consecuencia de esos cambios (estas

substancias se designarán como productos).

2) Con el empleo de una ecuación química; ya la palabra “ecuación” nos

señala que debe existir igualdad. Para escribir una ecuación

química debemos poseer la siguiente información.

a) Que el hecho químico realmente ocurra, a este conocimiento

llegamos por observación directa, por relaciones en la tabla

periódica, por conceptos de enlace, etc.

b) El nombre, y sus símbolos o fórmulas, de las substancias

involucradas, tanto de reactivos como de productos.

c) Distinguir las substancias que sufren el cambio de aquellas

producidas por el cambio. Por ejemplo, es un hecho comprobado

que el hidrógeno se combina con el oxígeno para producir

agua; esto lo podemos representar así:

H2 + O2 = H2O

Por mucho tiempo se aceptó como correcto el uso del signo =;

sin embargo, es evidente que las substancias antes y después

del cambio no son iguales, por otra parte, ese signo obliga a

escribir siempre los reactivos del lado izquierdo y los

productos del lado derecho del mismo. En la actualidad, se

prefiere como signo de separación, y al mismo tiempo de

enlace, una flecha en dirección horizontal, , que se

lee “produce” o “da lugar a”. Nuestro ejemplo anterior,

debemos, entonces, escribirlo así:

H2 + O2 -- H2O

Si analizamos el orden de las substancias y el sentido de la

flecha, observamos que no importa el lado donde escribamos

los reactivos, siempre en ellos se origina la flecha.

ECUACIONES QUÍMICAS

Sin embargo, no basta saber “cómo” escribir una ecuación química.

Recordando el principio de conservación de la materia, debemos

escribir una ecuación que satisfaga ese principio, sin alterar las

fórmulas de las sustancias. La operación para hacer que una

ecuación química llene los requisitos del principio de conservación

de la materia se llama “ajustar” o “balancear” la ecuación; y, a

similitud de las ecuaciones algebraicas, consiste en la búsqueda de

los coeficientes que nos señalen que existe igual cantidad de

átomos de cada elemento antes y después de la reacción. Si

revisamos nuestro ejemplo, encontraremos que esa ecuación no está

balanceada. Debemos escribirla así:

2H2 + O2 -- 2H2O

Aun cuando en la práctica evitamos usar coeficientes fraccionarios,

estos no son incorrectos, dado que en una ecuación química cada

símbolo o fórmula señala un mol de esa substancia, y no una

molécula. En términos generales, trataremos que los coeficientes

sean enteros y primos entre sí.

INTERPRETACIÓN DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA

1) Si los símbolos y formulas nos proporcionan información

cuantitativa (a través del concepto de mol), las ecuaciones

químicas, basadas en símbolos y fórmulas, también nos dan esa

misma información. Por eso, interpretamos los coeficientes como

indicadores de la cantidad de moles que de cada substancias

interviene: el concepto de mol nos conduce a masa para todas las

substancias y a volumen, también para las substancias gaseosas:

2H2 + O2 -- 2H2O

4g. de hidrógeno + 32g. de oxígeno -- 36g. de agua.

En esa igualdad de masa, conservación de la materia, se

fundamenta la escritura de las ecuaciones químicas.

2 moles de hidrógeno + un mol de oxígeno -- 2 moles de agua

44.8 litros de hidrógeno + 22.4 litros de oxígeno -- 44.8

litros de vapor de agua.

Cabe observar que solo existe conservación de la masa, y no de

moles ni de volumen.

2) Con símbolos convencionales, la ecuación nos puede informar,

también, del estado físico de las substancias:

,s. = sólido

,g. = gas o vapor

l. = líquido

aq., ac. = solución en agua

3) Una ecuación representa una reacción química neta, sin que esto

signifique el mecanismo por el cual esa reacción ocurre; la

velocidad de transformación de las substancias, la posibilidad

de que puedan ocurrir otras reacciones. Por ejemplo:

C3H8 + 5O2 -- 3CO2 + 4H2O

2C3H8 + 7O2 -- 6CO + 8H2O

MÉTODOS PARA BALANCEAR UNA ECUACIÓN QUÍMICA

En general, existen dos procedimientos para calcular los

coeficientes de una ecuación:

a) Matemático: que comprende cálculos y operaciones exclusivamente

aritméticos, por ejemplo el método del tanteo y el método

algebraico.

b) Químico: en el que las operaciones numéricas a efectuar son en

base a conceptos químicos, que es necesario dominar en forma

previa; el método del número de oxidación (o Redox), el método

del ión-electrón (o de semireacciones), el método del número

polar, el de radicales libres, el de Slatterbeck, etc.

PROCEDIMIENTOS MATEMÁTICOS

I. El Método del Tanteo:

Aplicable a ecuaciones muy sencillas, generalmente en las que no

ocurren cambios de valencia. El método exige ajustar, primero los

coeficientes para las fórmulas donde intervengan metales y no metales,

que no sean el hidrógeno o el oxígeno, los que en muy pocos casos

servirán de eje para efectuar los cálculos. Ejemplos:

1) AlCl3 + NH4OH -- Al(OH)3 + NH4Cl

a) En los reactivos hay tres cloros: se ajusta en los

productos

AlCl3 + NH4OH -- Al(OH)3 + 3NH4Cl

b) Se producen tres nitrógenos: se ajusta en los

reactivos

AlCl3 + 3NH4OH -- Al(OH)3 + 3NH4Cl

2) H4Sb2O7 + Fe(OH)3 -- Fe4(Sb2O7)3 + H2O

a) En los productos encontramos cuatro átomos de hierro y

seis átomos de antimonio: se ajustan en los reactivos.

3H4Sb2O7 + 4Fe(OH)3 -- Fe4(Sb2O7)3 + H2O

b) En los reactivos hay 24 átomos de hidrógeno: se ajustan

en los productos.

3H4Sb2O7 + 4Fe(OH)3 -- Fe4(Sb2O7)3 + 12H2O

II. Método Algebraico:

Como su nombre lo señala, las operaciones tienden a representar las

ecuaciones químicas como ecuaciones algebraicas y resolverlas por los

métodos conocidos, para seguir este método debemos:

a) Dar a los coeficientes buscados valores literales

b) Plantear una ecuación algebraica para cada elemento, donde la

cantidad de átomos de un elemento se transforma en coeficiente de

la literal respectiva. Si un elemento está en más de una sustancia

(en una lado de la ecuación) se separan las letras con el signo +

y la flecha se transforma en el signo =.

c) El método es aplicable únicamente si existen igual cantidad de

ecuaciones que de literales, o si la diferencia es como máximo de

dos unidades.

d) Se observan las ecuaciones y se busca la incógnita se le da un

valor arbitrario, generalmente par.

e) Se sustituyen valores, se despejan términos semejantes y se

resuelven ecuaciones. El valor de cada literal es el valor del

coeficiente respectivo.

f) Si el valor de una incógnita resultara fraccionario, se puede

seguir el cálculo de las otras literales con ese valor, o lo que

es más práctico, multiplicar todos los valores conocidos por el

denominador y seguir trabajando con números enteros.

g) Los valores encontrados para las literales se escriben como

coeficientes de las sustancias por ellas representadas.

EJEMPLO No. 01

HNO3 + Cu -- Cu(NO3)2 + H2O + NO

a. HNO3 + Cu -- Cu(NO3)2 + H2O + NO

b. H: a = 2d

O: 3a = 6c + d + e

a b c d e

Cu: b = c

N: a = 2c + e

c. Hay 4 ecuaciones y 5 valores literales, el método si es

aplicable.

d. Se elige la literal “a” por resolver ésta, más

ecuaciones.

Tabla de valores:

*a: 2 * 4 = 8

b: 3

c: ¾ * 4 = 3

d: 1 * 4 = 4

e: 2

*A esta incógnita se le da el valor arbitrario de 2

e. En la ecuación del hidrógeno a = 2d, 2 = 2d d = 1

Se sustituyen valores en las ecuaciones del nitrógeno y

del oxígeno, (resolución de ecuaciones simultáneas):

5 = 6c + e

3 = 4c c = 3/4

2 = -2c - e

f. Por ser un valor fraccionario, se multiplica el valor

de a, d y c por 4 se sustituyen los nuevos valores en

la ecuación del nitrógeno:

8 = 6 + e e = 2

La ecuación del cobre señala que b = c b = 3

g. 8HNO3 + 3Cu -- 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

EJEMPLO No. 02

HCl + KClO4 + SnCl2 -- KCl + SnCl4 + H2O

a. HCl + KClO4 + SnCl2 -- KCl + SnCl4 + H2O

a b c d e f

b. H: a = 2f

K: b = d

Cl: a + b + 2c = d + 4e

O: 4b = f

Sn: c = e

c. Hay 5 ecuaciones y 6 literales, sí se aplica.

d. Es indiferente elegir “a” o “b”; un valor conduce al

otro:

*a: 2 * 4 = 8

b: ¼ * 4 = 1

c: 4

d: 1

e: 4

f: 1 * 4 = 4

*A esta incógnita se le ha dado el valor = 2

e. En la ecuación del hidrógeno 2 = 2f f = 1

En la ecuación del oxígeno 4b = f, 4b = 1 b = ¼

f. Por ser un valor fraccionario, se multiplican los

valores de a, b y f por 4

En la ecuación del potasio b = d d = 1

Sustituyendo en la ecuación del cloro los valores de a,

b, d y f y sustituyendo c por e, en base a la ecuación

del estaño.

8 + 1 + 2e = 1 + 4e e = 4

La ecuación del estaño señala c = e c = 4

g. 8HCl + KClO4 + 4SnCl2 -- KCl + 4SnCl4 + 4H2O

PROCEDIMIENTOS QUÍMICOS

Los métodos mencionados pueden agruparse de acuerdo al concepto

químico involucrado, de la siguiente manera:

Cambios de valencia: Método de Redox y Método de Slatterbeck.

Electroquímica: Método del ión-electrón.

Enlace químico: Método del número polar y método de radicales libres.

Método de Redox:

Conceptos fundamentales: originalmente, el término oxidación se

usaba para designar una reacción con oxígeno; en la actualidad,

dicho término tiene significado más amplio.

Oxidación:

Es la pérdida o disminución de electrones en un átomo, lo que

aumenta el número de su valencia.

Reducción:

Es el aumento o adición de electrones en un átomo lo que disminuye

su número de valencia.

Agentes Oxidantes:

Sustancia que contiene el o los elementos capaces de ser reducidos;

elementos con valencia positivas altas.

Agentes Reductores:

Sustancias que contienen el o los elementos capaces de ser

oxidados, elementos con valencias mínimas.

En toda ecuación de Redox ocurre una oxidación y una reducción en

forma simultánea y en igual intensidad, puesto que la materia es

eléctricamente neutra, la transferencia de electrones debe

coincidir en número con la ganancia de los mismos.

Número de oxidación o Estado de Oxidación:

Es la forma en que se presentan los elementos al producir un compuesto

dado. En los compuestos iónicos este número de oxidación tiene un

significado físico: representa la carga del ión respectivo; pero en los

compuestos covalentes suponemos que los electrones de enlace están

“asignados” al elemento más electronegativo; por esa razón, el número

de oxidación también recibe el nombre de valencia por compensación.

Aun cuando en un tratamiento riguroso, el calcular el número de

oxidación requiere un conocimiento previo de las estructuras de Lewis,

y estas pueden ser un poco complicadas, especialmente en iones que

contienen elementos de transición; se puede utilizar un procedimiento,

un tanto empírico en sus fundamentos, pero que conduce a resultados

aceptables.

REGLAS PARA CALCULAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS:

a) El número de oxidación de un átomo en su estado elemental es cero;

no importa la cantidad de átomos que formen la molécula del elemento

S8, Cl2, O3, P4, Na. Si aparecen como tales en una ecuación se les

asigna estado de oxidación cero.

b) El hidrógeno actúa con valencia +1, excepto en los hidruros, en los

que trabaja con valencia -1.

c) El oxígeno actúa con valencia -2, excepto en los peróxidos en los

que trabaja con valencia -1.

d) Los metales de familias principales actúan con la valencia positiva

señalada por el número de su columna.

e) El estado de oxidación de los no metales y de los metales de

transición se calcula por compensación, ajustando que la suma

algebraica de valencias positivas y negativas sea cero, por ejemplo:

f) Si en una fórmula hay dos o más átomos de un elemento, se calcula el

estado de oxidación promedio, aún cuando ese número tenga

significado directo para nosotros. Ejemplos:

H Cl O +1 +1 -2 = 0

+1 +1 -2

+1 -2

H 2 O

agua

+1 -1

H 2 O 2

Peróxido de hidrógeno

+3 -1

N H 3

Amoníaco

+1 -2 -2 +1

H2 N - N H2

Hidrazina

-3 +1

C2 H6

Etano

-1 +1

C2 H2

Acetileno

+1 +6 -2

H2 S O4

Acido sulfúrico

+2 +4 -2

Ca C O3

Carbonato de calcio.

REGLAS PARA BALANCEAR UNA ECUACIÓN POR REDOX:

a) Calcular el estado de oxidación de cada átomo, en cada substancia.

b) Comparar cada elemento, antes y después de la reacción y subrayar

las substancias que contengan él o los elementos que sufran cambios

de valencia.

c) Se observa en que lado de la ecuación uno de los elementos que

cambian de valencia, está repetido más veces, sea en una

substancia, o en varias, el lado de la ecuación donde eso ocurra

debe servir de base para el inicio de las operaciones.

d) El sentido de la flecha, en la ecuación, señala también, el de la

reacción: observar que elemento o elementos se oxidan; cual o

cuales se reducen, y calcular la intensidad de cada cambio,

multiplicando el resultado por el subíndice del elemento respectivo

ahí en el lado de la ecuación donde se trabaje; de ser posible se

simplifica.

e) Como la oxidación y reducción son fenómenos simultáneos y que

ocurren en igual intensidad, el valor total de oxidaciones sirve de

coeficiente a la substancia donde está el elemento que se reduce; y

la cantidad total de reducciones sirve de coeficiente a la

substancia donde está el elemento que se oxida.

f) Por observación se ajustan los otros átomos.

1) Balancear por redox la ecuación:

P + HNO3 + H2O -- H3PO4 + NO

a) y b)

P + HNO3 + H2O -- H3PO4 + NO

b) d

c) Es indiferente el lado de la ecuación para trabajar,

existe la misma cantidad de átomos, de los que cambian

valencia (P y N) en ambos lados.

d) P: de 0 pasa a 5+ por consiguiente se oxida en 5

unidades.

N: de 5+ pasa a 2+, por consiguiente se reduce en 3

unidades.

e)

P + HNO3 + H2O -- H3PO4 + NO

0 +5 +5 +2

5 oxidaciones * 3

3 reducciones * 5

f) 3P + 5HNO3 + 2H2O -- 3H3PO4 + 5NO

2) Balancear la siguiente ecuación:

KMnO4 + HCl -- MnCl2 + KCl + H2O + Cl2

2KMnO4 + HCl -- 2MnCl2 + KCl + H2O + 5Cl2

El coeficiente del cloro, en el lado derecho no se

traslada al lado izquierdo en esa operación, puesto que

en ese lado solo hay una substancia que contiene cloro,

en el otro lado hay tres substancias con ese elemento.

2KMnO4 + 16HCl -- 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O + 5Cl2

El coeficiente 16 del HCl es la suma total de cloros en

el lado derecho. (2 x 2) + 2 + (5 x 2) = 16. Este

coeficiente implica la existencia de 16 hidrógenos en

los reactivos, para ello el coeficiente del agua es 8.

3) Balancear la siguiente ecuación:

Zn + NaNO3 + NaOH -- Na2ZnO2 + NH3 + H2O

a) y b) Zn + NaNO3 + NaOH -- Na2ZnO2 + NH3 + H2O

b)

c) Es indiferente el lado de la ecuación donde se trabaje.

d) Zn: de 0 pasa a 2+ se oxida en 2 unidades

N: de 5+ pasa a 3-, se reduce en 8 unidades

Se simplifica Zn: 1 unidad

N: 4 unidades

e) Zn + NaNO3 + NaOH -- Na2ZnO2 + NH3 + H2O

4Zn + NaNO3 + NaOH -- Na2ZnO2 + NH3 + H2O

2 oxidaciones * 5

5 reducciones * 2

0 5+ 2+ 3-

1 oxidación * 4

f) 4Zn + NaNO3 + 7NaOH -- 4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

En los productos encontramos 8 sodios, en los reactivos

hay dos substancias que lo contienen, la primera ya

tiene coeficiente 1, luego debemos usar coeficiente 7

para la segunda.

CASOS ESPECIALES: En las ecuaciones de oxido-reducción puede

ocurrir.

A. Que un solo elemento sufra los cambios de oxidación y de

reducción: se trabaja del lado de la ecuación donde tengamos

dos sustancias para el intercambio de número. Ejemplos:

1. Balancear la siguiente ecuación:

HI + HIO3 -- I2 + H2O

a) y b) HI + HIO3 -- I2 + H2O

b)

c) Se trabaja en el lado izquierdo: hay dos sustancias;

en el otro lado solo hay una.

d) El yodo en HI: de 1- pasa a 0, se oxida en una unidad

El yodo en HIO3: de 5+ pasa a 0, se reduce en 5

unidades

e) HI + HIO3 -- I2 + H2O

f) 5HI + HIO3 -- 3I2 + 3H2O

B. Que en una misma substancia existan dos, o más elementos, que

sufran cambios: sí los cambios que sufren los elementos son

del mismo tipo (que sean oxidaciones o que sean reducciones),

se suman sus valores; si las substancias sufren cambios

diferentes, al valor mayor se le resta el valor menor, y la

-1 5+ 0

1 oxidación *5

5 reducciones *1

diferencia se nombra según sea el valor mayor. Luego se opera

como en los casos anteriores.

2. Balancear por el método de Redox la siguiente ecuación:

CrI3 + KOH + Cl2 -- K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

a) y b) CrI3 + KOH + Cl2 -- K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

b)

c) Se trabaja en el lado izquierdo, hay solo dos

sustancias. En el otro lado hay 3.

d) En el CrI3, el Cr: de 3+ pasa a 6+, se oxida en 3

unidades.

I: de 1- pasa a 7+, se oxida en 8 unidades, cada yodo

se oxidará en 24 unidades (8 X 3).

Tanto el cromo como el yodo se oxidan, cambios

iguales, por lo tanto sus valores se suman 3 + 24 = 27

unidades de oxidación.

En el Cl2: de 0 pasa a 1-, cada cloro se reduce en 1

unidad, los dos cloros (1 X 2) se reducen en 2

unidades.

e) CrI3 + KOH + Cl2 -- K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

f) 2CrI3 + 64KOH + 27Cl2 -- 2K2CrO4 + 6KIO4 + 54KCl + 32H2O

El coeficiente 64 para el KOH es la suma de los átomos

de potasio en los productos: (2 X 2) + 6 + 54 = 64. Y

de ese coeficiente se deduce el 32 para el agua.

3. Balancear por Redox la siguiente ecuación:

Cr2S3 + Mn(NO3)2 + Na2CO3 -- Na2CrO4 + Na2SO4 + Na2MnO4 + CO2 + NO

a) y b)

Cr2S3 + Mn(NO3)2 + Na2CO3 -- Na2CrO4 + Na2SO4 + Na2MnO4 + CO2 + NO

3+/1- 0 6+ 7+ 1-

27 oxidaciones * 2

2 reducciones * 27

3+/2- 2+ 5+ 5+ 6+ 6+ 2+

b)

c) Se trabaja del lado izquierdo: hay solo dos

sustancias, en el otro hay cuatro.

d) En el Cr2S3, el Cr: de 3+ pasa a 6+, se oxida en 3

unidades, cada cromo; los dos átomos de cromo

presentes (3 X 2) se oxidan en 6 unidades.

El S: de 2- pasa a 6+, cada azufre se oxida en 8

unidades; los 3 azufres, (8 X 3) se oxidan en 24

unidades.

Ambos elementos se oxidan, cambios iguales, sus

valores se suman:

Cr2S3: 30 unidades de oxidación.

En el Mn(NO3)2, el Mn: de 2+ pasa a 6+, se oxida en 4

unidades.

El N: de 5+ pasa a 2+ cada N se reduce en 3 unidades;

los N (3 X 2) se reducen en 6 unidades.

Un elemento se reduce y el otro se oxida, cambios

diferentes, sus valores se restan: 6 reducciones – 4

oxidaciones = 2 reducciones, por consiguiente:

Mn(NO3)2: 2 reducciones.

Esos valores 30 y 2 se pueden simplificar: 15

oxidaciones y 1 reducción.

e)

Cr2S3 + Mn(NO3)2 + Na2CO3 -- Na2CrO4 + Na2SO4 + Na2MnO4 + CO2 + NO

f)

Cr2S3 + 15Mn(NO3)2 + 20Na2CO3 -- 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 15Na2MnO4 + 20CO2 + 30NO

El coeficiente 20 del Na2CO3, representa la cantidad

total de átomos de Na en los productos: (2 x 2) + (3 x

2) + (15 x 2) = 40; al mismo tiempo señala la cantidad

de carbonos que debemos producir, por lo que se usa

como coeficiente, también del CO2.

15 oxidaciones * 1

1 reducción * 15

REPASO DE BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

1. SO2 + Na2Cr2O7 + H2SO4 -- Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

2. Cu + HNO3 -- Cu(NO3)2 + H2O + NO

3. HNO3 + H2S -- NO + H2O + S

4. Na2Cr2O7 + HCl -- NaCl + CrCl3 + H2O + Cl2

5. NH3 + CuO -- H2O + N2 + Cu

6. Cr(OH)3 + NaClO + Na2CO3 -- Na2CrO4 + NaCl + H2O + CO2

7. HNO3 + As2O3 + H2O -- H3AsO4 + NO2

8. KMnO4 + H2SO4 + Sb -- K2SO4 + MnSO4 + Sb2O3 + H2O

9. HClO3 + C2O4H2 -- HCl + CO2 + H2O

10. MnSO4 + Na2CO3 + O2 -- CO2 + Na2SO4 + Na2MnO4

11. As2O3 + H2SO4 + Zn -- AsH3 + H2O + ZnSO4

12. KOH + Co(CN)2 + HCN -- K3Co(CN)6 + H2

13. Sb2(SO4)3 + KMnO4 + H2O -- H3SbO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2SO4

14. As + NaClO + NaOH -- Na3AsO4 + NaCl + H2O

15. Na2CO3 + MnO2 + KClO3 -- NaMnO4 + CO2 + KCl

16. K2Cr2O7 + HCl -- KCl + CrCl3 + H2O + Cl2

17. Cl2 + Ca(OH)2 -- CaCl2 + Ca(ClO3)2 + H2O

18. Cl2 + KOH -- KCl + KClO + H2O

19. HNO3 + Fe -- Fe(NO3)2 + NO + H2O

20. HBrO3 + I2 -- HIO3 + Br2

21. H2S + SO2 -- H2O + S

22. H2SO4 + HI -- H2S + H2O + I2

MÉTODO PARCIAL DE ION-ELECTRÓN PARA IGUALAR ECUACIONES DE OXIDACIÓN-

REDUCCIÓN

1. Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y

productos que contengan los elementos que sufren una variación del

estado de oxidación.

2. Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y

productos que contengan los elementos que sufren una variación del

estado de oxidación en cada miembro de la ecuación. El elemento no

deberá escribirse como parte de una especie real molecular o

iónica.

3. Escribir otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor,

con el elemento que sufre un aumento en el estado de oxidación en

cada miembro.

4. Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de átomos de cada

elemento. En disoluciones ácidas o neutras, puede añadirse H2O y H-

para conseguir la igualación de átomos de oxígeno e hidrógeno. Los

átomos de oxígeno se igualan primero. Por cada átomo de oxígeno en

exceso en un miembro de la ecuación se asegura su igualación

añadiendo un H2O en el otro miembro. Luego se emplean H+ para

igualar los hidrógenos. Obsérvese que no se emplean el O2 ni el H2

para igualar los átomos de oxígeno e hidrógeno a no ser que se sepa

que son los participantes principales de la reacción.

5. Si un elemento que sufre un cambio en el estado de oxidación se

acompleja en uno de sus estados con algún otro elemento, iguálense

los grupos que se acomplejan con una especie de este elemento en el

mismo estado de oxidación con que se encuentra en el complejo.

6. Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de cargas

añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la

ecuación. Si se han seguido con cuidado las reglas anteriores debe

encontrarse que hay que añadir electrones en el primer miembro de

la ecuación parcial del agente oxidante y en el segundo miembro de

la ecuación parcial del agente reductor.

7. Multiplicar cada ecuación parcial por un número escogido de modo

que el número total de electrones perdidos por el agente reductor

sea igual al número de los electrones ganados por el agente

oxidante.

8. Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas

multiplicaciones. En la ecuación suma anular todos los términos

comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.

9. Para la sola comprensión de la naturaleza de la reacción, el paso

(8) puede considerarse como final. Para aquellos cálculos en que

intervengan las masas de los reactivos o productos, hay que

transformar la ecuación iónica del paso (8) en una ecuación

molecular.

Esto se hace añadiendo en cada miembro de la ecuación números

iguales de los iones que no sufren transferencia de electrones pero

que están presentes junto a los componentes reactivos en las

sustancias químicas neutras. Ciertas parejas apropiadas de iones

pueden combinarse para dar una fórmula molecular.

10. Comprobar la ecuación final contando el número de átomos de

cada elemento en ambos miembros de la ecuación y calculando la

carga neta en cada uno de ellos.