balanceo de ecuaciones químicas, Apuntes de Química

¡Descarga balanceo de ecuaciones químicas y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity! Química General. Balanceo de ecuaciones. Armando Marín B. Balanceo de ecuaciones químicas: El balanceo de ecuaciones no es mas que una consecuencia de la ley de conservación de la masa de Lavoisier, por lo que la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos, esto implica que la cantidad y variedad de átomos presentes en los reactivos debe mantenerse en los productos, (lo único que varía es la forma en que están combinados). Para balancear una ecuación química primero tenemos que identificar el tipo a la que ésta pertenece. Las reacciones químicas pueden clasificarse en términos generales como ácido-base u óxido-reducción: - En las reacciones ácido-base ninguna especie cambia su estado de oxidación. - En las reacciones del tipo óxido-reducción, al menos dos especies cambian de estado de oxidación: • Cuando una especie pierde electrones su número de oxidación aumenta (se hace más positiva o menos negativa Ej.: Fe2+ → Fe3+, S2- → S0). A este proceso se le conoce como oxidación. • Cuando una especie gana electrones su número de oxidación disminuye (se hace menos positiva o más negativa, Ej.: Mn4+ → Mn2+, O-1 → O-2). A este proceso se le conoce como reducción. Es importante mencionar que no puede existir una reacción de oxidación sin que ocurra alguna reacción de reducción acoplada. (Los electrones se transfieren del la especie que se oxida a la que se reduce). A la especie que se reduce, (la que gana electrones), se le denomina el agente oxidante, esto se debe que los electrones que esta especie gana, lo hace a expensas de otra especie, es decir le “arrebata” los electrones a otra especie química, esto es: la oxida. De forma análoga, a la especie que se oxida (la que pierde electrones), se le denomina como el agente reductor pues al perder electrones lo hace a expensas de otra especie química a la cual cede sus electrones, causando entonces la reducción de esta otra. Por ejemplo: El yodo cambia de estado de oxidación de +5 a 0, (gana 5 electrones), por lo que se dice que el yodo se reduce. El Carbono por otro lado pierde 2 electrones y con esto cambia de estado de oxidación de +2 a +4 por lo que se dice que el carbono se oxida. Nota que el yodo al reducirse oxida al CO, por lo que el I2O5 es el agente oxidante. De igual forma el CO es el agente reductor, pues al oxidarse reduce al I2O5. No confundas oxidación con oxidante, ni reducción con reductor. I2O5(s) + 5CO → I2(s) + 5CO2(g) oxidación reducción (+5) (0) (+2) (+4) oxidante reductor 2 - Una sustancia es oxidante cuando oxida a alguna otra. - Una sustancia es reductora cuando reduce a alguna otra. Ejercicios: Para cada una de las siguientes reacciones balanceadas identifica si se trata de una reacción ácido base u óxido reducción y en su caso, identifica: a) los elementos que sufren cambios en su estado de oxidación, e identifica al oxidante y al reductor, b) al proceso de oxidación y de reducción, (de forma análoga a como se muestra en la figura de la página anterior). 1) 3H2S + 2HNO3 → 3S + 2NO + 4H2O 2) Na4P4O12 + 8NaOH → 4Na3PO4 + 4H2O 3) 3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 4) 2NaOH + Cl2 → NaClO + NaCl + H2O 5) K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O 6) CS2+ 3Cl2 → CCl4 + S2Cl2 Casos especiales: Hay algunas reacciones en las cuales identificar al oxidante y al reductor no parece sencillo, pues una misma especie actúa como oxidante y reductor al mismo tiempo, a estas reacciones se les conoce como reacciones de dismutación o disproporción: En estas reacciones, algunos de los átomos de un elemento en un estado de oxidación intermedio se oxidan y pasan a un estado de oxidación alto (perdiendo electrones), mientras que los átomos restantes de este elemento pasan a un estado de oxidación bajo (ganando los electrones que fueron liberados por los átomos que se oxidaron). Al proceso contrario a la disproporción se le conoce como conproporción o anfolización (los atomos de un mismo elemento que presentan tanto un estado de oxidación alto como bajo pasan a uno intermedio): 2CuCl → CuCl2 + Cu oxidación reducción (+1) (0) (+2) 2NaOH+ Cl2 → NaClO + NaCl oxidación reducción (+1) (0) (-1) 3H2O + Na2S2O3 + 2Na2S → 6NaOH + 4S oxidación reducción (+2) (0) (-2) 5 5) Sustituye los iones O2-. Frecuentemente, (como en nuestro ejemplo), en las semi-reacciones aparece el ion O2- ya sea del lado de los productos o reactivos. Puesto que esta especie química no existe aislada, es necesario sustituirla ya sea por H2O u OH- . Este es uno de esos casos donde debemos decir si la reacción se efectúa en medio básico o ácido, pues la forma de eliminar al ion O2- depende de las condiciones del medio. En medio ácido: Cada ion O2- se substituye por H2O (nota que para mantener balanceada la ecuación es necesario agregar dos iones H+ del otro lado de la ecuación por cada O2- que se haya substituido). Ejemplo: Si la reacción dice: 3O2- + 2X+ + Y → Q + 3R - Debe sustituirse por: 3H2O - + 2X+ + Y → Q + 3R - + 6H+ ó Si la reacción dice: 2X+ + Y → Q + 3R - + 3O2- Debe sustituirse por: 6H+- + 2X+ + Y → Q + 3R - + 3H2O En medio básico: Cada ion O2- se substituye por dos iones OH-, y para mantener balanceada la ecuación agrega una molécula de H2O del otro lado de la ecuación por cada O2- que se haya substituido. (En realidad estas agregando una molécula de agua de cada lado por cada ion O2-, pero del lado que está el ion O2- éste se combina así: O2- + H2O = 2OH- ) Ejemplo: Si la reacción dice: 3O2- + 2X+ + Y → Q + 3R - Debe sustituirse por: 6OH-- + 2X+ + Y → Q + 3R - + 3H2O ó Si la reacción dice: 2X+ + Y → Q + 3R - + 3O2- Debe sustituirse por: 3H2O + 2X + + Y → Q + 3R - + 6OH- Cabe mencionar que al final de este documento se presenta un método alternativo para el balanceo en medio básico. Continuando con nuestro ejemplo, hay que sustituir los iones O2-, en este caso en medio ácido: 5O2- + As2O3 → 2AsO4 3- + 4e- Cambia a: 5H2O + As2O3 → 2AsO4 3- + 4e- + 10H+ La información sobre si debes balancear en medio ácido o básico puedes obtenerla de la reacción misma, observa si aparece algún ácido o base en los reactivos indicados, (si no aparecen, escoge el que mas te guste). Es importante mencionar que el medio que escojas para balancear la oxidación debe ser el mismo que el que uses para la reducción). ¡¡ Listo !! La semi-reacción ya esta balanceada, ahora hay que hacer lo mismo con la reducción, (siguiendo los pasos 3 a 5 anteriores): 6 Reducción: 3) Balancea masa y carga del átomo que se reduce: +6 +3 6e- + K2Cr2O7 → 2CrCl3 (Nota que en la reducción los electrones aparecen en el lado de los reactivos, 3 electrones por cromo hacen un total de 6 electrones intercambiados). 4) Balancea la masa de todas las demás especies presentes, (las que no cambian su estado de oxidación): 6Cl - + 6e- + K2Cr2O7 → 2CrCl3 + 2K + + 7O2- 5) Sustituye los iones O2-: (en medio ácido, como en la oxidación) 6Cl - + 6e- + K2Cr2O7 → 2CrCl3 + 2K + + 7O2- cambia a : 14H+ + 6Cl - + 6e- + K2Cr2O7 → 2CrCl3 + 2K + + 7H2O Nota que ambas semi-reacciones están ya balanceadas tanto en masa como en carga: Oxidación: 5H2O +As2O3 → 2AsO4 3- + 4e- + 10H+ Reducción: 14H+ + 6Cl - + 6e- + K2Cr2O7 → 2CrCl3 + 2K + + 7H2O Oxidación 4e- totales Reducción 6e- totales Reactivos Átomo Productos Reactivos átomo productos 10 H 10 14 H 14 8 O 8 6 Cl 6 2 As 2 2 K 2 0 carga 0 2 Cr 2 7 O 7 2+ carga 2+ Como se mencionó al principio, la oxidación y la reducción son procesos concertados, (esto es ocurren al mismo tiempo), por lo que ahora lo único que falta es garantizar que los electrones generados por la oxidación sean los mismos que los que se consumen en la reducción. Una forma fácil de lograr esto es mediante el siguiente procedimiento: - Dado que la reducción consume 6 electrones - Dado que la oxidación produce 4 electrones Multiplica todos los coeficientes de la reducción por 4 y los de la oxidación por 6 y así ambas reacciones intercambiarán 24 electrones. Oxidación: 6 X { 5H2O +As2O3 → 2AsO4 3- + 4e- + 10H+ } = 30H2O + 6As2O3 → 12AsO4 3- + 24e- + 60H+ Reducción: 4 X { 14H+ + 6Cl - + 6e- + K2Cr2O7 → 2CrCl3 + 2K + + 7H2O } = 56H+ + 24Cl - + 24e- + 4K2Cr2O7 → 8CrCl3 + 8K + + 28H2O Ahora solo basta sumarlas, cancelado y agrupando a las especies que aparecen tanto en reactivos como en productos: 7 reactivos Átomo Productos 24 Cl 24 8 K 8 8 Cr 8 48 O 48 4 H 4 12 As 12 -24 carga -24 30H2O + 6As2O3 → 12AsO4 3- + 24e- + 60H+ 56H+ + 24Cl - + 24e- + 4K2Cr2O7 → 8CrCl3 + 8K + + 28H2O __________________________________________________________________________________ 56H+ + 24Cl -+ 24e- + 4K2Cr2O7 + 30H2O + 6As2O3 → 12AsO4 3- + 24e- + 60H+ + 8CrCl3 + 8K + + 28H2O Agrupando y reduciendo: 24Cl -+ 4K2Cr2O7 + 2H2O + 6As2O3 → 12AsO4 3-+ 4H+ + 8CrCl3 + 8K + (A) Nota que la ecuación esta correctamente balanceada tanto en masa como en carga: Solo un pequeño detalle: hay que hacer que la reacción sea eléctricamente neutra. Nota como en la ecuación balanceada la carga del lado de los reactivos es de -24, (que es la misma del lado de los productos). Hay 24 iones Cl- en los reactivos. Puesto que no existen los iones negativos aislados de los positivos, solo necesitamos decidir que ion positivo lo debe acompañar. Recuerda que nuestra ecuación ahora esta balanceada. Cualquier ion que agreguemos del lado de reactivos hay que agregarlo del lado de los productos. Parecería sensato que, dado que nuestra reacción la balanceamos siempre en medio ácido, los iones Cloruro de lado de los reactivos aparezcan acompañados de H+. Como hay 24 iones cloruro, estos hay que remplazarlos por 24HCl, y añadir 24 iones H+ del lado de los productos: 24Cl -+ 4K2Cr2O7 + 2H2O + 6As2O3 → 12AsO4 3-+ 4H+ + 8CrCl3 + 8K + (A) cambia por : 24HCl + 4K2Cr2O7 + 2H2O + 6As2O3 → 12AsO4 3-+ 4H+ + 8CrCl3 + 8K + + 24H+ Agrupando: 24HCl + 4K2Cr2O7 + 2H2O + 6As2O3 → 12AsO4 3-+ 28H+ + 8CrCl3 + 8K + o lo que es lo mismo: 12HCl + 2K2Cr2O7 + H2O + 3As2O3 → 6AsO4 3-+ 14H+ + 4CrCl3 + 4K + Ahora la reacción es eléctricamente neutra y perfectamente balanceada. Nota que, como se mencionó con anterioridad, el balanceo metódico adicionó las substancias HCl y H2O, que no aparecían originalmente en la ecuación a balancear. (Hay a quien le gusta presentar la ecuación anterior en forma molecular y no iónica, para ello sólo junta a los cationes con los aniones): 12HCl + 2K2Cr2O7 + H2O + 3As2O3 → 4H3AsO4 + 2K2HAsO4 + 4CrCl3