materia

1. 2. Reacciones quimicas y
Estequiometria
2.1. 1. Generalidades y
clasificaci6n
Reacciones quimicas
2.1.
2.1. 2. lgualaci6n de
ecuacrones, ejercIcIos

2. 2.1. 2. lgualaci6n de ecuaciones
"En una reacci~n quimica, la masa de las reactantes es igual a la masa
de las react ivos" par lo tant o "La mat eria no se crea ni se dest ruye, solo
se transforma"
• UNA ECUACION QUIMICA ESTA balanceada CUANDO existe el
nmero de ~tomos entre los reactantes y en los productos.
Sin embargo, esto no siempre es asi.
Observe la siguiente ecuaci6n: Mg +HCI MgCl2 + H21'
Balancear consiste en colocar numeros grandes denominados
"Coeficientes" a la izquierda del compuesto o elemento
mismo
•
•
•

3. Mg +
• E
ste numero que antecede al 2HCl se lenomina "Coeficiente" y
observe que afecta a cada constit uyent de la mol~cula por igual
(2HCl indica que hay 2 ~tomos de H y 2 ~tomos de Cl).
Por el contrario, en el caso del MgCl, el subindice solo afecta al
~tomo de cloro y no al tomo de Magnesio (1 ~tomo de Mg y 2
~tomos de Cl)
•

4. 2.1. 2. lgualaci6n de ecuaciones
Existen diversos m~todos de igualaci~n de ecuaciones quimicas a saber:
• M~todo por Tanteo,
• M~todo Algebraico o Aritm~tico y
• M~todos de lgualacin de Reacciones de Oxido Reducci~n, tambi~n
conocidos coma Redox que se subdividen a su vez en:
1. M~todo del Nmero de Oxidaci~n,
2. M~todo del ln-electron o Semi-reacciones.

5. EI m~todo de tanteo
• Consiste en observar que en cada miembro de la ecuaci6n se
tengan los ~tomos de cad a elemento quimico en igual cantidad,
aunque est~n en mol~culas distintas (en diferentes sustancias).
• Para ello, recordaremos que para equilibrar ecuaciones, solo se
puede agregar coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero
nose puede cambiar las subfndices.
coeficientes
(OH) ->Cu.
2H, PO, + 3Cu (PO4) + 6HO

6. EI m~todo de tanteo
Se deben seguir las siguientes pasos:
1. Contar la cantidad de ~tomos de cad a elemento quimico de
de
las reactivos y comparar
las productos.
esas cantidades en las elementos
2.
3.
4.
5.
Balancear
Balancear
Balancear
los elementos
los elementos
Oxigenos
met~licos.
no met~licos.
Finalmente balancear Hidr6genos

7. Ejemplo 1:
H,PO,+ Cu (OH), » Cu,(PO4). + H,O
1. Contar la cantidad de ~tomos
5
1
2
1
H
P
0
Cu
2
2
9
3
2 H,PO,
3. Balancear los elementos
3 Cu(OH),
Balancear los
2. elementos
no met~licos
met~licos.
4. Balancear Oxigenos
zw,go» >e"9'°
32=6
:
2 4 = 4 2 = 8 1
5. Finalmente balancear Hidr6genos
agua 6
14 0 9 por lo que se adiciona al
3x2=6
2x3=6 6x2=12
VLa ecuaci~n balanceada ser~:
12 H 12

8. Balancear por tanteo
1. Zn +HCI -» ZnCl+ H,
AI + H,SO, + Al,(SO,)» H,
SO, + HO
H,O +NO
11.
12.
13.
+
+
+
CaCl+ H,O
2. HCI + Ca(0H), +
Cu
Cu
H,SO, - » CuSO,
+
+
+
3. A
L
O + H,SO,
4.P+0-»P.0%
5. Na +HO »NaOH
A1(SO,)% +H,O
- +
HNO, +Cu(NO%3)»
0, »NO%,
14.N,
+ H + HO + CI,
+ H,O + SO,
MnCl
HgSO,
15.
16.
17.
18.
19.
HCI + Mn0, »
6.P,0.+HO » H_PO, Hg +
Fe,0
H,SO, »
KCI+ O,
» FeCl
7.
8.
9.
10.
KCIO%+
Fe +HCI
+ C Fe + CO
»
+ H H, SO, - » K,SO, + MnSO, +
» ZnO + S O ,
H,O + O
KMnO, +
ZnS + 0,
NaOH + CuCl
Cu + HNO, -+
-» Cu(OH), + NaCl
20.P + CI, » PCI,
Cu(NO0a)» + HO + NO,

9. 1)
2)
3)
4)
5)
6)
7)
8)
NaOH +H,S Na,S + H,O
K C I 0 , K C I + O ,
Mg. +N,%a ·Mg_Na
AgNO,+ BaCl,· AgCI+ Ba(NO%),
AI + H,SO, + AL,(SO,)% + H
Cu(NO%), +Na,S CuS+NaNO,
CH,+0,-»H,O+CO,
BaCl,,K,CO, » Baco, +
KC

10. O
"
BALANCEO DE ECUACIONES DE XIDO
r
REDUCCION
de ~xido-reducci n o, simplemente, "Redox
",
en la que uno o ms electrones se transfieren
• Se denomina reacci~n
toda reaccin quimica
a
entre los reactivos,
oxidacin.
P
ara que exista una
haber un elemento
provocando un cambia en sus estados de
• reacci6n de 6xida-reducci6n, por tanto, debe
que ceda electranes, y otro que las acepte:
.El elemento que cede electrones se oxida,
y se de nomina agente reductor. Fe? + 1 e
su nmero de oxidaci~n disminuye
= Fe?
.El elemento que acepta electrones, aumenta su nmero de oxidacin, se dice
que se reduce y se denomina agente oxidante Fe?-1 e = Fe

11. Unidos a este m~todo existen algunos conceptos que deben ser aclarados.
• Reducci~n: Es la ganancia de electrones .
Cuando un ~t omo gana elect rones disminuye
Nmero de oxidacin
su n~mero de oxidaci~n.
I
I
-7
I
-6
I
-5
I
-4
I
-3
I
-2
I I
-1 0
I I I I I I
+7
+1 +2 +3 +4 +5 +6
• Oxidaci~n: Es la perdida de electrones. Cuando
un t o m o pierde electrones aumenta su Oxidaci6n
el n~mero de
(perdida de electrones)
Aumenta oxidaci~n
n~mero de oxidaci~n.
• Agente Reductor: es la sustancia que se oxida
Reducci6n
el numero de
(ganancia de electrones)
o pierde electrones
Disminuye oxidacin
• Agente Oxidante: es la sustancia que se
reduce. Esta es denominada asi porque es la
sustancia que provoca la oxidaci6n del otro
elemento.

12. N(MERO DE OXIDACIN
El nmero de oxidaci~n es un nmero entero que representa el n~mero de electrones que un
tomo pone en juego cuando forma un en lace determinado.
•
•
Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrn n~mero de oxidacin cero
El hidr~geno tendr~ numero de oxidaci~n de +1 excepto en hidruros en los cuales act~a con
n~mero de oxidaci~n -1
El oxigeno tendr~ numero de oxidaci~n -2 excepto en los per~xidos donde act~a con n~mero
• de
oxidaci~n -1
Los Metales Alcalinos (Grupo IA de la Tabla Peri~dica) tienen en sus compuestos numero de
oxidaci~n +1 E
jm Na, K,
Los Metales Alcalino T~rreos (elementos del Grupo IIA de la Tabla Peri~dica) tienen en
sus compuestos n~mero de oxidaci~n +2
•
•
Los hal6genos (Grupo VII A) tienen en sus compuestos coma haluros, numero de oxidaci6n -1
La suma de los n~meros de oxidaci~n de todos los ~tomos de un compuesto i~nico es igual a la
suma de la carga neta de los ~tomos constit uyentes del i~n
Si alg~n ~tomo se oxida su numero de oxidaci~n aumenta y cuando un ~tomo se reduce,
su numero de oxidacin disminuye
La suma de los nmeros de oxidaci~n de los ~tomos que constituyen una mol~cula es cero
•
•
•
•

13. M~TODO DEL N~MERO DE OXIDACIN (REDOX
• Pasos a seguir:
1.Asignar el estado de oxidaci6n a cada uno de los ~tomos de los elementos.
2. ldentificar los elementos que han cambiado de estado de oxidaci6n.
3. Escribir por separado los pares redox hacia la oxidaci6n y hacia la
reducci~n, balanceando el numero de ~t omos de los element os que han
cambiado su estado de oxidaci~n y el n m ero de elect rones
int ercam biados.
4. Multiplicar la ecuaciones por los menores numeros que permitan igualar el
n~mero de electrones donados y recibidos.
5. Transferir los coeficientes encontrados a la ecuaci6n original.
6.Terminar el balanceo de los ~tomos de los elementos restantes (por
"tanteo")

14. Ejemplo
Fe » F e , ( S 0 , ) + H a t
+ HSO,
1. La primera regla, todos los
Fe +
elementos libres tendran valencia
> F e , ( S O , ) + H , ° 1
cero,
H,SO,
hidrgenos y les asignamos
2. ubicam os a los oxigenos e la valencia
Fe81
+ H'2m f
+ H2+1
s-··o- ·2 . _ ' ! i . . . IF'e (s··o
- ··2 )l 3
4 4
>
T ' i
3. obten emos la valencia de los elementos restantes,
H2
+1 SX Q
- -2
2 x ( + 1 ) + X + 4 x ( - 2 ) =
+
- x-· -e - o
0
' 4
Se plantea una ecuaci~n de p r i m e r
+
2
r· p , l.
grado,
los
recordando q u e la s u ma de
A
X = +8 -2
numeros de oxidaci~n de los ~tomos
integrantes de la mol~cula debe ser
igual a cero: X = + 6
ha de ser +6. Comprobamos:
Resulta que la valencia del azufre
+2 + 6 - 8 = 0

15. Ubiqu~monos ahora el hierro del segundo miembro: Fe, (SO2 )%
Esta sal est~ formada por un catin, (Fe) y un anion, en este caso,
sulfato (SO,).
el ion
verificar cu~l elemento se oxida y cual se reduce.
el hierro se oxida pues su n~mero de oxidacin aumenta de cero a 3 (pierde 3 electrones):
el hidrogeno se reduce (gana 1 ele ctron), pero como hay dos ~tomos de hidrogeno, se multiplica por 2):
+ H ,"S0, » F e , ( s 0 + H,°1
t
so reduce
12e = 2e
Fe"
Se oxida
3e
intercambiamos estos numeros que indican la perdida y/o ganancia de electrones como se indica a continuacin:
Ahora contamos el numero de atomos a ambos lados de la ecuacion: 2= Fe =2
3=S =3
12= 0 =12

16. verificar cu~l elemento se oxida y cual se reduce.
pue s su numero de oxidaci~n aumenta de cero a 3 (pierde 3 electrones):
el hier
r o se
oxida
el hidr~geno se reduce (gana 1 electro n), pero como hay dos ~tomos de hidr~geno, se multiplica por 2):
»Fe,(s0,+H,°1
Fe° + H,"s0,
Se oxida so reduce
3e 1x2e =2e
t
intercambiamos estos numeros que indican la perdida ylo ganancia de electrones como se indica a continuaci~n:
Ahora contamos el numerode tomos a ambos 2= Fe =2
3=S =3
12= 0 =12
6= H=2
segundo miembro, multi plicamos
lados de la ecuacin:
este elemento por 3
el d~ficit de hidrgenos
Para compensar del
La ecuacibn balanceada resulta:

17. Se oxida 3ex2 Cr = 6e
Se reduce 6 e se simplifica los e = 1
2KCrO, + HO +KCI
Cr2(SO») 10KOH + KCIO% » +3K5SO4, se igala cr en los productos
Se lguala S en los productos
Se iguala Ken los reactivos
O y
Se iguala finalmente H
2
3
1
25
10
Cr
S
Cl
O
2
3
1
25
H 10

18. KMn0,+HCI-»KCI+MnCl,+CI,+H,O
1.Asignar el estado de oxidacin
a cada uno de los t omo s de los
elementos.
2.
«enmesr tos clamomtos aue wan
cambiado de estado de oxidaci~n
3.
intercambiar como coeficientes los
electrones perdidos(5e) y
ganados(2e-)
+Mn'CL,'+ CL,'+H,''O
K"Mn'O,+H"CI'K'CI'
se reduce 1 e-x ada cloro
se oxida 5e
1 e x 2 = 2 e
KCI+2MnCl,+5Cl+H,O
2KMnO,+HCI-»
Igualar el Ken los productos
Igualar los cloruros en los reactivos
finalmente igular O e H

19. Ejercicios
1.-KCO+S » KCI+ S O ,
2.-KCIO%+ S +H,O -» Cl +K,SO, +H,SO,
3.- Cu +HNO% -+ Cu(NO)+ H,O+NO
4.-HS +HNO% -» H,SO, + NO + HO
5.-I,+ HNO » HIO + NO + H,O
6 . - H S + S O - » S + H O
7.-Na,SO3 -» Na5S + Na,SO,
8.- HNO% »NO +HO + 0
9.-HNO +S »H,SO,+ NO
11.- HNO+HS -»NO+S +H,0
12.- Ag,SO, + H,O -» H,SO,+ Ag
13.-KI + K,Cr0, + H,SO, -+ Cr(SO,)+ 1, +K,SO, + HO
14.-KMnO, + H,SO, + H,O, -» K,SO, + MnSO, +H,O + O,
15.-K,Cr,O, + HCI » KCI + CrCI, + H,O + CI,
16.-KI + KMnO, + HCI » I, + MnCI, + KCI + HO
17.-Cl, + KOH
18.- Cl. +KOH
» KCI + KCIO + HO
» KCI + KCIO% + HO
19.- Cl, + Na,S0% + NaOH NaCl + Na,$0, + HO
20.- PbS + HO, -»PbSO, + HO
10.- NaCl + MnO, +H,SO, - + CI, + MnSO, + Na,SO, + HO

20. METODO DE OXIDACION-REDUCCION
lson
]Procesos simultneos
REDUCCIN
OXIDACIN
l
P~rdida de
electrones
Donde
El# de electrones ganados
Ganancia de
electrones
Es igual
Que
aumentan
Que
disminuyen
El # de electrones perdidos
El n(mero de
oxidaci~n
El n(mero de
oxidaci~n
~
La sustancia quimica
•q
u
e
Pierde electrones Gana electrones
[es
'
e
s
El agente reductor El agente oxidante