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
(GALEANO, 2011n). 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

Ahora se balancerá una reacción química iónica (en ella participan especies iónicas)

Ejemplo 4.6.

Balancear por el método redox, en medio ácido:

HPO32- + BrO3- → BrO3- + H2PO4-

Se sigue el mismo procedimiento anterior excepto cuando se balancea el hidrógeno y el oxígeno

Si la reacción ocurre en medio ácido, las cargas se balancean agregando iones H+ y si ocurre en medio básico se agregan iones OH-. Finalmente se agrega agua para balancear los hidrógenos, si es necesario. Balancear las cargas significa que la carga total en los reactivos debe ser exactamente igual a la carga total en los productos.

Nótese que no fue necesario añadir H2O.

Ejemplo 4.7.

Balancear por el método redox, en medio básico:

P4 + ClO- → H2PO4- + Cl-

Se sigue el mismo procedimiento del ejemplo 4.5. excepto cuando se balancea el hidrógeno y el oxígeno

Si la reacción ocurre en medio ácido, las cargas se balancean agregando iones H+ y si ocurre en medio básico se agregan iones OH-. Finalmente se agrega agua para balancear los hidrógenos, si es necesario.

Ejemplo 4.8. Balancear por el método redox, en medio ácido:

I2 + KNO3 → I- + KIO3 + NO3-

Se sigue el mismo procedimiento del ejemplo 4.5. excepto cuando se balancea el hidrógeno y el oxígeno. Cuando hay auto óxido-reducción (una misma sustancia se oxida y se reduce) se emplea el truco de escribirla dos veces.

Balanceo de ecuaciones químicas por el método del ion-electrón

Se emplea en reacciones iónicas redox y también se denomina método de reacciones medias o semireacciones.

Ejemplo 4.9. Balancear por el método redox, en medio ácido:

P4 + ClO- → PO43- + Cl-

La reacción total se separa en dos semireacciones y no es necesario determinar los estados de oxidación de los elementos.

Semireacciones:

P4 → PO43-
ClO- → Cl-

Se balancean metales y no metales, oxígenos con agua e hidrógenos con H+ (cuando se trata de medio ácido)

P4 + 16 H2O → 4 PO43- + 32 H+
ClO- + 2 H+ → Cl- + H2O

Se balancean cargas con electrones (e-)

Se multiplica cada semireacción por un número apropiado para igualar el número de electrones ganados y perdidos

En este caso se multiplica la segunda reacción por 10 para que los e- queden igualados a 20.

P4 + 16 H2O → 4 PO43- + 32 H+ + 20 e-
10 ClO- + 20 H+ + 20 e-10 Cl- + 10 H2O

Finalmente, se suman ambas semireacciones, se reducen los términos semejantes y se simplifica, si es posible.

P4 + 10 ClO- + 6 H2O → 4 PO43- + 10 Cl- + 12 H+

Si la reacción ocurre en medio básico, se sigue todo el procedimiento anterior para balancear la reacción en medio ácido y después se suman, tanto en reactivos como en productos, un número de OH- igual al de iones H+ presentes. Finalmente se simplifica teniendo en cuenta que H+ + OH- → H2O.

P4 + 10 ClO- + 6 H2O + 12 OH-4 PO43- + 10 Cl- + 12 H+ + 12 OH-
P4 + 10 ClO- + 6 H2O + 12 OH-4 PO43- + 10 Cl- + 12 H2O
P4 + 10 ClO- + 12 OH-4 PO43- + 10 Cl- + 6 H2O
Última modificación: Friday, 19 de June de 2015, 17:47