Ecuaciones químicas y su balanceo PDF

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Resumen integrador sobre las ecuaciones químicas y su balanceo....

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Ecuaciones químicas y su balanceo Ecuación química Es la representación gráfica o simbólica de una reacción química que muestra las sustancias, elementos o compuestos que reaccionan (llamados reactantes o reactivos) y los productos que se obtienen. La ecuación química también nos muestra la cantidad de sustancias o elementos que intervienen en la reacción, en sí es la manera de representarlas. Reacción química Es también llamado cambio químico y se define como todo proceso químico en el cual una o más sustancias sufren transformaciones químicas. Las sustancias llamas reactantes se combina para formar productos. En la reacción química intervienen elementos y compuestos. Un ejemplo de ello es el Cloruro de Sodio (NaCl) o comúnmente conocido como "sal de mesa" o "sal común". La diferencia entre una ecuación y una reacción química es simple: En la ecuación es la representación simbólica lo cual utilizamos letras, símbolos y números para representarla, mientras que en la reacción química es la forma "practica" de la misma (Cuando se lleva a cabo). Balanceo de una ecuación química Balancear una ecuación significa que debe de existir una equivalencia entre el número de los reactivos y el número de los productos en una ecuación. Lo cual, existen distintos métodos, como los que veremos a continuación Para que un balanceo sea correcto: "La suma de la masa de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de las Masas de los productos" Veremos 3 tipos de balanceo de ecuaciones químicas: Balanceo por TANTEO, OXIDOREDUCCIÓN (REDOX) Y MATEMATICO O ALGEBRAICO: BALANCEO POR TANTEO 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. Dice 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" Como todo lleva un orden a seguir, éste método resulta más 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 conflicto 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 derecha del compuesto o elemento del que se trate. De manera que Tanteando, logremos una equivalencia o igualdad entre los reactivos y los productos. Resumiento, el método de tanteo consiste en que las dos ecuaciones tengan los átomos de cada elemento químico en igual cantidad, aunque estén en moléculas distintas (en diferentes sustancias). Para ello, recordaremos que... En una molécula H2SO4 hay 2 Hidrógenos, 1 Azufre y 4 Oxígenos. En 5 moléculas de H2SO4 habrá 10 Hidrógenos, 5 azufres y 20 Oxígenos. Para equilibrar ecuaciones, solo se puede agregar coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se puede cambiar los subíndices. 

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación:

Agua + Óxido de nitrógeno(V) = Ácido nítrico H2O + N2O5 → HNO3 Tal como se ha escrito, vemos que en el 1er. miembro hay 2 hidrógenos, mientras que en el 2º hay solo uno; a la izquierda hay 2 nitrógenos liquidos y a la derecha hay uno; en el sistema inicial hay 6 oxígenos y al final solamente hay 3. Normalmente, el ajuste se inicia con el elemento menos "frecuente", en nuestro caso el nitrógeno. Para ajustar el nitrógeno, podemos añadir otra molécula de HNO3 en el 2º miembro: H2O + N2O5 → HNO3 + HNO3 Al contar el número de átomos de cada tipo, veremos que es igual al principio y al final. Para evitar tener que "dibujar" las moléculas, se pone su número delante de su fórmula; aquí, se inserta un "2"(coeficiente) delante de HNO3, y la ecuación queda equilibrada. H2O + N2O5 → 2 HNO3

Método de Redox Metodo de Oxido-Reduccion

Existen reacciones complejas, especialmente difíciles de ajustar por estos métodos. Un ejemplo particular son los llamados procesos redox, donde una especie química gana electrones (se reduce) mientras otra pierde electrones (se oxida). En una reacción donde un elemento se oxida ( reductor, pierde electrones) otro elemento se reduce (oxidante, gana electrones). este metodo de balanceo es el mas utilizado en el proceso quimico. Para balancear este tipo de ecuaciones hay varios métodos especiales, basados en el uso del llamado número de oxidación (en adelante NO), que es un número no real , que nos indica la carga de un átomo -dentro de una molécula-, imaginando que todos los enlaces de ésta fuesen iónicos. Para calcularlo, hay que aplicar ciertas reglas: 

1. Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrán valencia cero



2. El hidrógeno tendrá valencia de +1 excepto en hidruros con -1



3. El oxígeno tendrá valencia de 2- excepto en los peróxidos con -1



4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1



5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2



6. Los alógenos tienen en sus compuestos con aluros oxidación -1



7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos



8. Si algún átomo se oxida su numero de oxidación aumenta y cuando un átomo se reduce, su numero de oxidación disminuye.

Nosotros indicaremos el NO de cada elemento como un número en rojo. Por vía de ejemplo vamos a calcular el número de oxidación del azufre (S) en la molécula de sulfato ferroso. El sulfato ferroso tiene la fórmula FeSO4 donde existen dos iones: el ión ferroso, Fe +++ y el ión sulfato, (SO4)=. El S está incluído dentro de un ión poliatómico, el ión sulfato. Por tanto, podemos aplicar la regla nº 6, apoyándonos en la regla nº 4. Así tendríamos que... 1.(x) + 4.(-2) = -2 Lo que nos deja: x + 4(-2) = -2 Y esto nos da un valor de x = +6 No obstante, el cálculo también se podría hacer con la regla nº 7, y apoyándonos en la regla nº 2 (recordando que la valencia del ión ferroso es (+2)): Para el FeSO4, se tendrá que... 1.(+2) + 1.(x) + 4.(-2) = 0

Que queda como... +2 + x + 4.(-2) = 0 Y de nuevo, x = +6 Veamos otro ejemplo algo más complicado: Nos piden el NO del cromo en el dicromato potásico, K2Cr2O7. Podemos aplicar la regla nº 7, sabiendo que el potasio, K, tiene valencia +1: 2.(+1) + 2.(x) + 7.(-2) = 0 Por lo cual, 2 + 2.x - 14 = 0 y el resultado es x = +6

Un caso especial es el cálculo del NO del nitrógeno en el nitrato amónico. Aquí se presenta una complejidad, puesto que esta sustancia tiene por fórmula NH4NO3. Pero debemos pensar que, al ser una sal, contiene dos iones: el amonio, (NH4)+, y el nitrato, (NO3)-. En el primero, x + 4.(+1) = +1 x = +1 - 4 = -3 En el segundo ión, x + 3.(-2) = -1 x = -1 + 6 = +5 Es decir, que el nitrógeno, en el nitrato amónico, al estar en dos iones distintos, presenta dos "estados de oxidación" diferentes. Una vez sabido el número de oxidación, se puede usar el método de ajuste conocido como método del ión-electrón, sobre todo para reacciones en disolución acuosa, porque presenta varias ventajas: se puede operar solo con iones, da cierta idea del grado de acidez del fenómeno, indica si el sistema se diluye ó no... De nuevo hay una serie de reglas, que en este caso deben aplicarse correlativamente: 

1). Se hallan los NO cambiantes.



2). Se escriben los iones donde estén los elementos cambiantes (o las moléculas, si no hay iones), haciendo dos semirreacciones, una de oxidación y otra para la reducción.



3). Igualamos, en cada miembro de las semirreacciones, el número de átomos del elemento cambiante.



4). Se expresa el cambio del NO, siempre sumando electrones, y teniendo en cuenta el número de átomos.



5). Se igualan cargas eléctricas en ambos miembros...

A) En medio ácido se hace con iones H+ B) En medio alcalino, se hace con iones (OH)

6). Igualamos la cantidad de H, sumando moléculas H 2O en el miembro deficitario.



7). Multiplicamos por los números necesarios para simplificar los electrones al sumar las dos semirreacciones.



8). Se termina de ajustar el proceso total, dejando para el final los coeficientes de H+ y (OH)-

Pero lo mejor para aprender el método es realizar multitud de ejemplos. Veamos algunos... Los iones permanganato reaccionan con los iones ferrosos, en medio ácido, produciendo una sal manganosa e iones férricos. Se pide ajustar la reacción. El primer paso es escribir la ecuacion del fenómeno: (MnO4)- + Fe++ + H+ → Mn++ + Fe +++ Al hallar los NO, vemos que el Mn pasa de +7 a +2, mientras que el Fe pasa de +2 a +3. Por eso escribiremos... (Mn+7O4)- → (Mn+2)++ (Fe+2)++ → (Fe+3)+++ Se observa que el número de átomos de Mn, y de Fe, se hallan igualados en ambos miembros, por lo que saltamos el tercer paso. Para el 4º paso, haremos... (Mn+7O4)- + 5 e- → (Mn+2)++ (Fe+2)++ → (Fe+3)+++ + 1 eHay una semirreacción de reducción (la del Mn), y otra de oxidación (porque el Fe pierde un electrón). En el 5º paso, como el medio es ácido (¡ya lo indica el icono H +!), debemos ajustar cargas eléctricas con iones H+ : (MnO4)- + 5 e- + 8 H+ → Mn++ Fe++ → Fe+++ + 1 e- , ¡que ya está equilibrada! El 6º paso se refiere a hacer lo siguiente: (MnO4)- + 5 e- + 8 H+ → Mn++ + 4 H2O

Fe++ → Fe+++ + 1 ePara aplicar el 7º paso, la segunda semirreacción debe multiplicarse por 5, con lo cual, al sumar ambos procesos (eliminando los electrones), queda... (MnO4)- + 8 H+ + 5 Fe ++ → Mn++ + 5 Fe+++ + 4 H2O Así vemos que el proceso se desarrolla en un medio ácido relativamente fuerte, y que a lo largo de la reacción el sistema se diluye, porque se forma agua. Si -posteriormente- se van a hacer cálculos estequiométricos con la reacción propuesta, conviene escribir las sustancias completas, y terminar el ajuste, aunque es posible que se deban hacer algunas mínimas modificaciones en los coeficientes. Otro ejemplo: Balancear la siguiente ecuación:

Si vemos la primera regla, esta nos dice que todos los elementos libres tendrán valencia cero, entonces vemos la ecuación y localizamos a los elementos libres, en este caso son el fierro y el hidrógeno, colocamos un cero como valencia.

Continuamos con las demás reglas y encontramos a los oxígenos e hidrógenos y les asignamos la valencia que les corresponde, establecidas en las reglas:

Para continuar, obtenemos la valencia de los elementos que nos sobran, en este caso el azufre y el fierro: Ubiquémonos en el azufre (S) del primer miembro en la ecuación

y posteriormente obtendremos la valencia del azufre. Quede claro que la del hidrógeno y la del oxígeno ya la tenemos. Para obtener la valencia del azufre, simplemente (pon mucha atención aquí) vamos a multiplicar la valencia del oxígeno por el número de oxígenos que hay. (En este caso hay 4 oxígenos) y hacemos lo mismo con el hidrógeno, multiplicamos su valencia por el número de oxígenos que hay. Queda de la siguiente manera

Ya que tenemos los resultados, ahora verificamos que todo elemento químico es eléctricamente neutro y lo comprobamos de la siguiente manera: Tenemos que llegar a cero. Buscamos cuanto falta de dos para ocho. Entonces encontramos que faltan 6, este número será colocado con signo positivo +

El 6 que acabamos de obtener es la valencia del azufre en el primer miembro. Ubiquémonos en el fierro del segundo miembro en donde se encuentra el compuesto

Localizamos al fierro. Para obtener su valencia primero denominamos si es monovalente o divalente etc. Ya que vimos que es divalente, necesitamos saber la valencia del radical sulfato, en este caso es

Para obtener la valencia del fierro, multiplicamos la valencia del radical (-2) con el subíndice que se encuentre fuera del mismo Después lo dividimos entre el número de fierros que hay en el compuesto (en este caso hay dos fierros) Queda de la siguiente manera: 2 * 3 = 6 6/2 = 3 El tres que acabamos de obtener es la valencia del fierro. Que nos quede claro, ya tenemos la valencia del fierro que es 3, ya tenemos la valencia del oxígeno que es -2, ahora nos falta la valencia del azufre (S) lo cual realizaremos algo similar con lo dicho con anterioridad: Multiplicamos la valencia del radical sulfato (-2) con el subíndice (3) y después con el número de oxígenos que hay dentro del paréntesis (4).

Obtenemos un total de 24. Este número que resultó se le llama valencia parcial Después continuamos con el fierro. Ahora ya que tenemos que la valencia del fierro es 3 entonces multiplicamos la valencia por el numero de fierros que hay (hay 2)

Y nos da un resultado de 6. Entonces: Tenemos 6 y tenemos -24, de 6 a 24 ¿Cuánto falta? Respuesta: +18 Ahora el 18 lo dividimos entre el número de azufres que hay: nos da un total de 6 o sea +6. Y de esta manera ya obtuvimos todas las valencias del compuesto químico:

Ahora, vamos a verificar cuál elemento se oxida y cual se reduce, para esto, chequemos las valencias de los elementos, debemos verificar que en los dos miembros estén iguales. Si vemos al fierro en el primer miembro y luego lo vemos en el segundo. Encontramos que sus valencias ya no son las mismas por tanto el elemento se está oxidando porque aumenta su valencia de cero a 3...