quimica

1. REACCIONES QUÍMICAS
Profesor: Quím. Jorge C. Rojas Ramos
CICLO PREUNIVERSITARIO 2019 - I

2. Logro
Al término de la sesión, el alumno estará en la capacidad de lo siguiente:
 Reconocer un fenómeno químico a partir de las evidencias que señalan
una posible reacción.
 Diferenciar los tipos de reacciones en función de las ecuaciones químicas.
 Balancear la ecuación química con los diferentes métodos existentes.

3. Son transformaciones que experimenta la materia produciendo cambios en las
sustancias para formar otras con estructura, composición, características y
propiedades diferentes. En este tipo de fenómenos se observa la ruptura de enlaces de
las sustancias iniciales (reactantes) y la formación de nuevos enlaces que dan lugar a la
aparición de nuevas sustancias (productos), los que originan un reordenamiento de los
átomos, sin cambiar su identidad.
1. REACCIONES QUÍMICAS
El experimento muestra la reacción del
aluminio metálico con ácido clorhídrico,
formándose un sólido y un gas ligero
(hidrógeno gaseoso) por desplazamiento
con agua.
2𝐴𝑙(𝑠) + 6𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 2𝐴𝑙𝐶𝑙3(𝑠) + 3𝐻2(𝑔)
reactantes productos
La ecuación química balanceada de la
reacción será:

4. REACCIONES QUÍMICAS
Son procesos en donde la materia pierde su identidad, es
decir, se transforma en otra materia con composición y
propiedades diferentes.
Presenta Evidencias: hechos observables o detectables que
nos indican la ocurrencia de una reacción química
Liberación de
una sustancia
gaseosa
Cambio de
color, olor
y/o sabor
Cambio de
temperatura
Formación de
precipitado

5. 2. ECUACIÓN QUÍMICA
Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química. En ella
se representan los reactantes y productos, así como sus estados físicos y otras
características adicionales que nos permiten tener una idea más exacta de la
ocurrencia de dicha reacción.
Veamos la ecuación que representa la combustión del metano:
𝐶𝐻4(𝑔) + 2𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2 𝑂(𝑔)
Reactantes: sustancias
que reaccionan
Productos: sustancias
que se forman
Indica el estado
físico de la
sustancia (gas)
Indica el sentido
de la reacción:
se lee: “para
formar o
producir”
Coeficiente
estequiométrico
El coeficiente estequiométrico es un número que indica la proporción en moléculas, o
moles en que dicha sustancia interviene en la reacción; si es 1, no se escribe en
general.

6. Otros símbolos usados
(s)
(v)
(ac)
՜
∆
𝑀𝑛𝑂2
Estado sólido
Fase vapor
Fase acuosa (sustancia disuelta en agua)
Indica que la reacción requiere calor para iniciarse
Indica que la reacción requiere un catalizador
• Durante el desarrollo de una reacción química se conservan los átomos de la
sustancias así como el número total de estos antes y después de la reacción. Es por
ello que la masa total de las sustancias se conserva (ley de conservación de la masa
conocida como ley de Lavoisier).
• Hay reacciones químicas en las cuales el producto tiene la misma fórmula que el
reactante, lo que si ha cambiado, es su estructura molecular, este tipo de
reacciones se les llama de isomerización.
Observación:
• Lo que no se conservan son las moles y moléculas, pues estas al reaccionar pierden
parcial o totalmente sus átomos que las conformaban.

7. T
I
P
O
S
D
E
R
E
A
C
C
I
O
N
E
S
Por la naturaleza de los reactantes
Reacción de Adición, Síntesis o Combinación A + B → C
Reacción de Sustitución o desplazamiento simple A + BC → AC + B
Reacción de doble sustitución o metátesis AB + CD → AD + BC
Reacción de descomposición C ՜
∆
A + B
Reacción de Isomerización o reagrupamiento interno ABC → CAB
Por la Energía Involucrada
Reacción Endotérmica A + B + Q → C , ∆H > 0
Reacción Exotérmica A + B → C + Q , ∆H < 0
Por la composición final o Por el sentido de la Reacción
Reacción Reversible A + B ⇄ C Reacción Irreversible A + B → C
Por el número de Oxidación
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
0 +1 -1 +2 -1 0
NaOH + HCl → NaCl + H2O
+1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
Por su Combustión
Reacción de Combustión Completa CxHy + O2 exceso → CO2 + H2O + Q
Reacción de Combustión Incompleta CxHy + O2 poco → CO + C + H2O + Q
∆H : variación de
entalpia
Reacción Redox Reacción no Redox

8. CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
1. POR LA NATURALEZA DE LOS REACTANTES:
a. Reacción de adición, síntesis o combinación.
𝐴 + 𝐵 → 𝐶
Ejemplos:
Síntesis de Lavoisier
2𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐻2 𝑂
Síntesis de Haber Bosch
𝑁2 + 3𝐻2 → 2𝑁𝐻3
b. Reacción de descomposición.
𝐴𝐵 ՜
∆
𝐴 + 𝐵
Ejemplos:
2𝑁𝑎𝐶𝑙 2𝑁𝑎 + 𝐶𝑙2
corriente
eléctrica
Electrólisis
2𝐻2 𝑂2 2𝐻2 𝑂 + 𝑂2
luz
Fotólisis
2𝐾𝐶𝑙𝑂3 2𝐾𝐶𝑙 + 3𝑂2
∆
Pirrólisis

9. c. Reacción de desplazamiento simple.
𝐴 + 𝐵𝐶 → 𝐴𝐶 + 𝐵
𝐹𝑒 + 𝐶𝑢𝐶𝑙2 → 𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 𝐶𝑢
Ejemplos:
𝐴𝑙 + 𝐹𝑒𝐶𝑙3 → 𝐴𝑙𝐶𝑙3 + 𝐹𝑒
Un metal sustituye a otro metal en un sal o al hidrógeno de un ácido; de acuerdo
a la siguiente actividad química.
𝐿𝑖 > 𝐾 > 𝐵𝑎 > 𝐶𝑎 > 𝑁𝑎 > 𝑀𝑔 > 𝐴𝑙 > 𝑍𝑛 > 𝐹𝑒 > 𝐶𝑑 > 𝑁𝑖 > 𝑆𝑛 > 𝑃𝑏 > 𝐻 > 𝐶𝑢
> 𝐻𝑔 > 𝐴𝑔
Ejemplo: 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑁𝑎𝐵𝑟(𝑎𝑐) → 2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐵𝑟2(𝑙)
Para los halógenos, la actividad química es:
𝐹2 > 𝐶𝑙2 > 𝐵𝑟2 > 𝐼2
Además un no metal sustituye a un anión no metálico en su sal o ácido.
Pero un elemento menos reactivo no puede desplazar a otro más reactivo
𝐴𝑔 + 𝑍𝑛𝐶𝑙2 → No hay reacción (Ag es menos reactivo que el Zn)

10. c. Reacción de metátesis o doble desplazamiento (No redox).
𝐴𝐵 + 𝐶𝐷 → 𝐴𝐷 + 𝐶𝐵
Ejemplos:
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐) Reacción de precipitación
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑎𝑐) Reacción de neutralización
d. Reacción de Isomerización o reagrupamiento interno.
𝐴𝐵𝐶 → 𝐶𝐵𝐴
CH3 – CH2 – CH2 – CH3
Ejemplo:
700 oC
CH3 – CH2 – CH3
CH3

11. 2. POR LA ENERGIA INVOLUCRADA:
a. Reacción endotérmica (∆𝑯 > 𝟎)
Ejemplo: 2𝐻2 𝑂(𝑔) + 241,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 → 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)
2𝐻2 𝑂(𝑔) → 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ∆𝐻 = +241,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Energíapotencial
Avance de la reacción
𝐻2 𝑂(𝑔)
𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)
𝐸 𝑎
Estado activado
∆𝐻(+)
reactivos
productos
Es una reacción en la que hay una ganancia neta de energía generalmente en
forma de calor. Disminuye la temperatura de los alrededores y se observa que
𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 < 𝐻 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠.
En todo proceso químico, en
forma neta se libera o absorbe
energía. Esta energía (calor)
involucrada esta definida por la
entalpia de reacción (∆𝐻𝑟𝑥𝑛)
∆𝐻𝑟𝑥𝑛= 𝐻 𝑝𝑟𝑜𝑑. − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡.

12. b. Reacción exotérmica (∆𝑯 < 𝟎)
Ejemplo: 𝐶3 𝐻8(𝑔) + 𝑂2(𝑔)→ 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑔) + 2219,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
∆𝐻 = −2219,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Energíapotencial
Avance de la reacción
𝐸 𝑎
Estado activado
∆𝐻(−)
reactivos
productos
Es una reacción en la que hay una perdida neta de energía generalmente en
forma de calor. Aumenta la temperatura de los alrededores y se observa que
𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 > 𝐻 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠.
𝐶3 𝐻8(𝑔)
+ 𝑂2(𝑔)→ 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑔)
𝐶3 𝐻8(𝑔)
𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑔)
La energía de activación ( 𝐸 𝑎 ) es la mínima
energía que se absorbe para dar inicio a la
reacción y los reactantes logren alcanzar el
estado activado.
Obs: La entalpia (H) Indica el contenido calórico
característico de cada sustancia o especie
química. Los valores se encentran en tablas a
25oC y 1 atm (condición estándar)

13. 3. POR EL SENTIDO DE LA REACCIÓN
a. Reacción Irreversible
Ejemplos:
Ocurren en un solo sentido (→) hasta que la reacción sea completa; es decir,
hasta que se agote uno o todos los reactantes. Generalmente ocurren cuando se
forman precipitados, se liberan gases en recipientes abiertos o se forman
productos muy estables que no reaccionan para formar las sustancias iniciales o
reactantes.
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) → 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑎𝑐)
b. Reacción Reversible
Es aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (⇄). Generalmente se
lleva a cabo en un sistema cerrado.
Ejemplos:
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇄ 2𝑁𝐻3(𝑔) 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇄ 2𝐻𝐼(𝑔)

14. 4. POR SU ESTADO DE OXIDACIÓN
a. Reacción no redox
Es aquella donde ningún átomo cambia de estado de oxidación.
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑎𝑐)
Ejemplo:
+1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
A este tipo de proceso pertenecen las reacciones de metátesis
b. Reacción redox u oxidorreducción
Son aquellas reacciones en las que se observan cambios en los estados de
oxidación debido a la ganancia y perdida de electrones, con lo cual se establece
una transferencia de electrones. En forma simultanea se llevan a cabo los
procesos de reducción y oxidación.
Ejemplo:
𝐹𝑒2 𝑂3 + 𝐶𝑂 → Fe + 𝐶𝑂2
+3 -2 +2 -2 0 +4 -2
Se reduce
Se oxida
La gran mayoría de reacciones
son redox, como la oxidación de
un metal, combustión del gas
propano, la reacción que ocurre
en la pila y batería, etc.

15. REACCIÓN REDOX
Son aquellas que ocurren mediante transferencia de electrones;
donde una sustancia cede electrones (se oxida) a otra que acepta
electrones (se reduce).
Reducción Oxidación
En ella se ganan electrones, su
estado o número de oxidación
disminuye, actúa como agente
oxidante y genera la forma reducida.
En ella se pierden electrones, su
estado o número de oxidación
aumenta, actúa como agente
reductor y genera la forma oxidada.
−5 − 4 − 3 − 2 − 1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5
𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛/𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎 𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑟𝑎
𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛 /𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑛𝑡𝑒
En toda reacción se establece que:
#e- perdidos = # e- ganados = #e- transferidos

16. EJEMPLO APLICATIVO
Ejemplo – 1: Sea la siguiente reacción redox
𝐶𝑢 + 𝐻𝑁𝑂3 → 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 + 𝑁𝑂2 + 𝐻2 𝑂
0 +5 +2 +4
El N se reduce (gana 1 electrón)
Forma
reducida
Forma
oxidada
El Cu se oxida
(pierde 2 electrones)
Agente
oxidante
Agente
reductor
En reactantes:
• El agente oxidante es aquella especie que se reduce o gana electrones (ejemplo:
𝐻𝑁𝑂3)
• El agente reductor es aquella especie que se oxida o pierde electrones (ejemplo:
𝐶𝑢).
En Productos:
• La forma oxidada es el producto de la oxidación (ejemplo: 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2)
• La forma reducida es el producto de la reducción (ejemplo: 𝑁𝑂2)
El espectador es la especie que no participa en el proceso de transferencia de
electrones: 𝐻2 𝑂

17. Tipos de Reacciones Redox:
• Intermolecular:
Cuando el elemento que se oxida y se reduce esta en especies químicas diferentes.
Ejemplo:
𝐹𝑒2 𝑂3 + 𝐶𝑂 → Fe + 𝐶𝑂2
+3 +2 0 +4
• Dismutación, desproporción o autoredox: Ocurre cuando una misma especie
química se oxida y se reduce a la
vez; esto ocurre porque el
elemento se encuentra con un
estado de oxidación intermedio de
todos los estados de oxidación que
posee.
Ejemplo:
𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 𝐾𝐶𝑙 + 𝑂2
+5 −𝟐 −𝟏 0
reducción
oxidación
• Intramolecular:
Cuando en una misma especie química se encuentra los elementos que se oxidan
y se reducen.
Ejemplo:
𝐻2 𝑂2→ 𝐻2 𝑂 + 𝑂2
−𝟏 −𝟐 𝟎
oxidación
reducción
oxidación
reducción
Observamos que estas
reacciones generalmente,
son de descomposición.

18. DUALIDAD OXIDANTE REDUCTORA
Las sustancias químicas que contiene elementos con estados de oxidación
intermedio son capaces tanto de perder como de ganar electrones, entonces
pueden actuar como reductores u oxidantes, luego estas sustancias poseen
dualidad oxidante – reductora.
Ejemplos:
Se reduce Se oxida
𝐼2
0
𝐼𝑂3
−
+5
𝐼
−1
(oxidante) (reductor)
Se reduce Se oxida
𝐻2 𝑂2
−1
𝑂2
0
𝐻2 𝑂
−2
(oxidante) (reductor)
En cambio, en aquella sustancia donde un elemento actúa con su máximo número
de oxidación, no puede oxidarse solo puede reducirse, entonces solo actuará como
agente oxidante.
Ejemplos:
𝐻2 𝑆𝑂4 Al azufre actúa con +6 (S = −2, 0, +2, +4, +6)
𝐻𝑁𝑂3 El nitrógeno actúa con +5 (N = −3, 0, +1, +2, +4, +3, +5)
Por otro lado, existen sustancias que poseen un elemento con su mínimo un número
de oxidación, por lo tanto no pueden reducirse solo pueden oxidarse, entonces solo
actuarán como agentes reductores. Ejemplo: NH3 aquí el nitrógeno actúa con −3

19. 5. POR SU COMBUSTIÓN
Combustión completa Combustión incompleta
• Con exceso de oxígeno
• Los productos formados
son CO2 y H2O
• La llama que origina es de
color azul
• Con deficiencia de oxígeno
• Los productos formados
pueden ser CO, C (hollín),
CO2, entre otros.
• La llama que origina es de
color amarilla
1300oC
500oC
Entrada de
aire abierta
900oC
200oC
Entrada de
aire cerrada

20. BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Consiste en igualar el número de átomos de los elementos y la masa
en ambos lados de las ecuaciones químicas.
Es importante porque permite realizar cálculos estequiométricos en
las ecuaciones químicas.
Simple tanteo o
inspección
Cambios de
estado de
oxidación
Ion electrón
Se aplica a ecuaciones
sencillas en el
siguiente orden:
1. Metal
2. No metal
3. Hidrógeno
4. Oxígeno
Se aplica a reacciones redox
donde intervienen
sustancias eléctricamente
neutras
Se aplica a reacciones redox
en disolución acuosa en las
que intervienen unidades
electrizadas (iones) y
neutras.
Se forman semirreacciones de oxidación y reducción
En medio ácido (𝑯+
) En medio básico (𝑶𝑯−
)

21. EJEMPLOS APLICATIVOS
Ejemplo – 1
Balancear la siguiente ecuación química
𝐻3 𝑃𝑂4 + 𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 + 𝐻2 𝑂
En primer lugar balanceamos el calcio
𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 + 𝐻2 𝑂
Luego balanceamos el fósforo colocando el coeficiente 2 delante del 𝐻3 𝑃𝑂4
2𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 + 𝐻2 𝑂
Balanceamos el hidrógeno colocando el coeficiente 6 delante del H2O
2𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻 2 → 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4 2 + 6𝐻2 𝑂
Analizamos finalmente el oxígeno, en el primer miembro hay 14 átomos de oxígeno
(2 x 4 + 3 x 2) y en el segundo miembro hay 14 átomos de oxígeno (4 x 2 + 1), lo que
significa que la ecuación esta balanceada.
1. MÉTODO DE SIMPLE TANTEO O INSPECCIÓN

22. Ejemplo – 2
Balancear por tanteo o simple inspección:
𝐶2 𝐻2 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂
Balanceamos “C”, colocamos 2 delante de 𝐶𝑂2
Vemos que el hidrógeno esta balanceado (2 átomos en cada lado)
Balanceamos el “O”, en el segundo lado hay 5 átomos de “O”, entonces colocamos
5
2
delante de O2 (equivale a
5
2
x 2 = 5 átomos)
𝐶2 𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂
𝐶2 𝐻2 +
5
2
𝑂2 → 2𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂
La ecuación química esta balanceada, pero, por convención, en problemas de balance,
los coeficientes deben ser números mínimos enteros, entonces multiplicamos por 2 a
todos.
2𝐶2 𝐻2 + 5𝑂2 → 4𝐶𝑂2 + 2𝐻2 𝑂
La ecuación química balanceada es:

23. Ejemplo – 3
Balancear el siguiente proceso de óxido – reducción
𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑆𝑂4 𝑆 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂
2. MÉTODO REDOX
Determinamos los estados de oxidación de cada uno de los elementos empleando las
reglas del número de oxidación.
𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑆𝑂4 𝑆 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂
+1−3 +6 0 +5
Se oxida (−8e-) x 3
Se reduce (+6e-) x 4
Trasladando los números 3 y 4 como coeficientes tenemos:
3𝑁𝐻3 + 4𝐻2 𝑆𝑂4 4𝑆 + 3𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂
Terminado el balance por tanteo:
3𝑁𝐻3 + 4𝐻2 𝑆𝑂4 4𝑆 + 3𝐻𝑁𝑂3 + 7𝐻2 𝑂

24. Ejemplo – 4
Balancear en medio ácido la siguiente reacción redox
𝐶𝑟2 𝑂7
2−
+ 𝐹𝑒+2 𝐶𝑟+3 + 𝐹𝑒+3
3. MÉTODO DEL ION ELECTRÓN
𝐻+
Hallando el número de oxidación de los elementos y el número de electrones
ganados y perdidos.
𝐶𝑟2 𝑂7 + 𝐹𝑒 2𝐶𝑟 + 𝐹𝑒
2 −+6 +3 +3+2
Se oxida (−1e-) x 6
Se reduce (+6e-) x 1
Trasladando los números 1 y 6 como coeficientes tenemos:
𝐶𝑟2 𝑂7 + 6 𝐹𝑒 2𝐶𝑟 + 6𝐹𝑒
2 − +3 +3+2
Como en el primer miembro hay 7 átomos de O, sumamos 7H2O en el otro lado. Además
colocamos 14H+ en el 1er miembro.
𝐶𝑟2 𝑂7 + 6 𝐹𝑒 + 14𝐻+
2𝐶𝑟 + 6𝐹𝑒 + 7𝐻2 𝑂
2 − +3 +3+2
−2 + 12 + 14 = +24 +6 + 18 + 0 = +24

25. Ejemplo – 5
Balancear en medio básico la siguiente reacción redox
𝑆2 𝑂3
2−
+ 𝐶𝑙𝑂−
𝐶𝑙−
+ 𝑆𝑂4
2−
𝑂𝐻−
Hallando el número de oxidación de los elementos y el número de electrones
ganados y perdidos.
2 −+2 −1 +6+1
Se reduce (+2e-) x 4
Se oxida (−8e-) x 1
𝑆2 𝑂3 + 𝐶𝑙𝑂−
𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4
2 −
queda
𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂− 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4
−1 2 −2 −
−6 − 2 −8
Agregando 𝑂𝐻−
en medio básico para balancear cargas iónicas
𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂− + 2𝑂𝐻− 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4
−1 2 −2 −
9 oxígenos 8 oxígenos

26. Como en el primer miembro hay 9 átomos de O y en el otro miembro 8 átomos de O
sumamos 1 H2O en el otro lado.
𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂−
+ 2𝑂𝐻−
4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4
2 −2 −
+ 1𝐻2O
−1
𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂−
+ 2𝑂𝐻−
4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4
2 −2 −
+ 1𝐻2O
−1
Chequeando cargas tenemos la ecuación balanceada.
−2 − 4 − 2 = −8 −4 − 4 + 0 = −8

27. Ejemplo – 6
Balancear en medio básico o alcalino la siguiente reacción redox
𝐶𝑟3+ + 𝐶𝑙𝑂3
−
𝐶𝑟𝑂4
2−
+ 𝐶𝑙1−
𝑂𝐻−
+6+5
Se oxida (−3e-) x 2
Se reduce (+6e-) x 1
queda
−10 −4 − 1
Agregando 𝑂𝐻−
en medio básico para balancear cargas iónicas
13 oxígenos 8 oxígenos
𝐶𝑟3+ + 𝐶𝑙𝑂3
−
𝐶𝑟𝑂4
2−
+ 𝐶𝑙1−
+6+5
2𝐶𝑟3+
+ 𝐶𝑙𝑂3
−
2𝐶𝑟𝑂4
2−
+ 𝐶𝑙1−
+6 − 1
+6+5
10𝑂𝐻−
+ 2𝐶𝑟3+
+ 𝐶𝑙𝑂3
−
2𝐶𝑟𝑂4
2−
+ 𝐶𝑙1−
+ 5 oxígenos
+ 5𝐻2 𝑂

28. Las reacciones redox son generalmente complejas y las ecuaciones que lo
representan no son tan simples, para balancearlo utilizamos métodos
sistematizados que son:
• Método del número de oxidación (Balance redox)
• Método del ion electrón.
El método ion electrón se aplica a reacciones redox que ocurren en soluciones
acuosas de carácter ácido, con presencia de ácidos fuertes (H2SO4, HCl, HNO3, etc)
o de carácter básico, con presencia de bases fuertes (NaOH, KOH, Ca(OH)2, etc); la
solución también puede ser neutra (ni ácida ni básica).
Para balancear la ecuación redox según este método, solo consideramos las
especies iónicas o moleculares que sufren fenómeno redox, por lo tanto no se
consideran a los iones espectadores (iones que no sufren cambios en su número
de oxidación); para ello se debe tener en cuenta que ciertas sustancias que no se
ionizan en H2O se debe representar mediante su fórmula molecular o unidad
fórmula.
El estudiante, para saber que sustancias se ionizan y que sustancias no se ionizan
en H2O, debe tener amplios conocimientos de solubilidad. Debido a estas
dificultades, en los exámenes se les proporciona la ecuación redox ya preparada
para proceder a su respectivo balance.
Consideraciones importantes

29. Pagina Web para balancear cualquier reacción explicada paso a paso

30. 𝑉𝐻𝐶𝑙 = A. (d-x)
d
𝑉𝑁𝐻3
= A. x
x
Bibliografía
 Brown, T. y Eugene L. (2009). química, la ciencia central. México: Pearson
Educación, 10(1).
 Chang, R. y Williams, C. (2003). química. Decima edición. México:
McGraw-Hill interamericana Editores.
 Petrucci, R y Harwood, S. (2003). química general. Prentice Hall. Decima
edición. México, 6(1).
 Withen, K. y Davis, R. (1998). química general. Editorial Mc Graw-Hill
interamericana. Madrid, 12(1).

31. Muchas gracias