Reacciones_Quimicas
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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.