balances

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 potasio2 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.

Imagen 4.5. Reacción delmetano 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 elementosinvolucrados 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 + H2SO4 → 4 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + K2SO4
(2) K2Cr2O7 + 8 FeSO4 + H2SO4 → 4 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + K2SO4
(3) K2Cr2O7 + 8 FeSO4 + H2SO4 → 4 Fe2(SO4)3 + 2 CrSO4 + K2SO4
(4) K2Cr2O7 + 8 FeSO4 + 7 H2SO4 → 4 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 enmedio 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...