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TEMA: BALANCEO DE ECUACIONES Y
REACCIONES QUÍMICAS
"Sólo una cosa convierte en imposible un sueño: el miedo a fracasar." -Paulo Coelho
REACCION QUIMICA
ECUACION
QUÍMICA
REACTIVOS Y
PRODUCTOS
IÓNICA Y
MOLECULAR
BALANCEO
DE
ECUACIONE
S
TANTEO
REDOX
COMBINACIÓ
N
DESCOMPOSICIÓ
N
COMBUSTIÓ
N
DOBLE
SUTITUCIÓN
REEMPLAZO O
DESPLAZAMIEN
TO
Formación
de óxidos
Formación de
oxígeno por
calentamiento
de un clorato
Serie de
actividades
de los
metales
Formación de
cobre por
desplazamiento
con zinc
Precipitaci
ón
Neutralizaci
ón
Se consume
oxígeno y se
produce
dióxido de
carbono
Se considera
Tiene
Puede ser
Por
Se representa por
Ejm: Ejm:
ALGEBRAICO
• El objetivo de balancear una ecuación química es
hacer que cumpla con la Ley de la conservación de la
masa la cual establece que en una reacción química
la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de
los productos.
• Una reacción química es un proceso en el que
una sustancia (o sustancias) cambia para formar
una o más sustancias nuevas
• Una ecuación química, es la manera de representar
una reacción química, esta utiliza una serie de
símbolos químicos para mostrar qué sucede durante
dicha reacción.
Balanceo por tanteo
Reacciones sencillas
1. Escribir correctamente la ecuación.
𝐍 𝟐 + 𝐇 𝟐 = 𝐍𝐇 𝟑
2. Igualar la ecuación tomando en cuenta el siguiente orden:
Metal/No metal/Hidrógeno/Oxígeno
𝟏𝑵 𝟐 + 𝑯 𝟐 = 𝟐𝑵𝑯 𝟑
3. Ecuación balanceada
𝟏𝑵 𝟐 + 𝟑𝑯 𝟐 = 𝟐𝑵𝑯 𝟑
Balanceo REDOX
Sustancia transfiere electrones a otra sustancia.
La sustancia que pierde electrones se
oxida, y la sustancia que gana
electrones se reduce
A la sustancia que pierde electrones
se le llama agente reductor; y la
sustancia que gana electrones se le
llama agente oxidante.
1. Asignar correctamente el número de oxidación (N.O.) a todos los átomos
que participen en la reacción.
Reglas para asignar números de oxidación
1. El N.O. de un elemento no combinado con
un elemento distinto es CERO. Fe0, H2
0, O2
0,Cu0.
2. El N.O. de un ion monoatómico o de un ion
políatómico es igual a su carga.
Cu+2 es +2, O+2 es +2, SO4
-2 es -2, NH4
+1
es de +1, el NO3
-1 es de -1.
3. El N.O. del Hidrógeno es siempre de +1.
Excepto en los hidruros, donde su N.O. es de -
1.
En el HCl el H+1, y en el NaH el H-1.
4. El N.O. de oxidación del Oxígeno es de -2.
Excepto en los peróxidos que es de -1
En el MgO el O-2, y en el H2O2 el O2
-1
5. En un compuesto, la suma de los N.O. de
todos los elementos que lo constituyen es
cero.
H2SO4= 0 ya que: H +1(2)= 2; O -1(4)=
4; y el S +6(1) = 6. Al sumar esto no da
un total de 0. Todos los compuestos son
más estables al alcanzar esta
neutralidad.
Balancea la siguiente reacción:
HNO3 + HBr  Br2 + NO + H2O
HNO3 + HBr  Br2 + NO + H2O
Paso 1: Asignar números de oxidación:
+1 +5 -2 +1 -1 0 +2 -2 +1 -2
2. Identificar los átomos de los elementos que cambiaron su número de oxidación al pasar de
reactivo a producto. Es decir determinar quién se oxidó y quién se redujo.
+1 +5 -2 +1 -1 0 +2 -2 +1 -2
HNO3 + HBr  Br2 + NO + H2O
+5
+2 0
+2
El Br pasó de Br-1 a Br 0.
Perdiendo 1 electrón. Es
decir se oxidó.
GaR PO
El N pasó de N+5 a N+2.
Ganando 3 electrones. Es
decir se redujo.
3. Escribir la semireacción de oxidación y la de reducción para cada elemento según se trate.
Balancear cada semirreacción en cuanto al número de átomos del elemento e indicar el número total
de átomos del elemento e indicar el número total de electrones ganados o perdidos.
N +3e N
+2+5
Esta semireacción no necesita balancearse ya que sólo se redujo un solo átomo de N.
-1 0
Br -1e Br2
Esta semireacción necesita balancearse ya que hay 2 átomos de Br oxidados
por tal motivo el total de átomos que se pierden es el doble.
2Br -2e Br2
Ahora ya está balanceada la semireacción del Br.
4. Balancear la cantidad de electrones ganados o perdidos, de tal forma que sea la misma cantidad en ambas
semireacciones. (Multiplica la semireacción de oxidación por el número de electrones ganados del elemento que
se reduce. Y la semireacción de reducción por el número de electrones perdidos del elemento que se oxida).
Se multiplica la semireacción de oxidación por el número de electrones ganados del elemento
que se reduce. Y la semireacción de reducción por el número de electrones perdidos del
elemento que se oxida).
+5
N +3e N
+2
-1 0
2Br -2e Br2
2)
3)
+5
2N +6e 2N
+2
-1 0
6Br -6e 3Br2
5. Sumar las dos semireacciones para obtener una sola.
6. Los coeficientes encontrados se colocan en las fórmulas que corresponde a
la ecuación original.
+5
2N +6e 2N
+2
-1 0
6Br -6e 3Br2
2N +6Br  2N + 3Br2
+5 -1 +2 0
2HNO3 + 6HBr  3Br2 + 2NO + H2O
7. Por último, se termina de balancear la ecuación por tanteo.
2HNO3 + 6HBr  3Br2 + 2NO + 4H2O
8. Simplificar los coeficientes si se puede.
Los coeficientes no se pueden simplificar para esta ecuación.
Balanceo Algebraico
Es un método matemático que consiste
en asignar incógnitas a cada una de
las especies de nuestra ecuación; se
establecerán ecuaciones en función de
los átomos, y al despejar dichas
incógnitas encontraremos los
coeficientes buscados.
REGLA 1: Asignar letras a cada especie(elemento o compuesto) presente en la
reacción.
𝑇𝑖𝐶𝑙4 + 𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑂 𝑇𝑖(𝑂𝐻)4 + 𝑁𝐻4 𝐶𝑙
REGLA 2: Plantear tantas ecuaciones
como número de elementos químicos
estén presentes en la ecuación química.
Ti a=d (1)
Cl 4 a=e (2)
N b=e (3)
H 3b+2c = 4d + 4e (4)
O c= 4d (5)
REGLA 3: Asignar un valor arbitrario a cada literal
asignada y sustituir en las ecuaciones planteadas en el
número 2.
Si a=1 implica que d=1 por tanto e=4
Si b=e por lo tanto b=4
Si c=4d implica que c=4
Sustituyendo los valores obtenidos para cada especie,
la ecuación balanceada queda.
𝑻𝒊𝑪𝒍 𝟒 + 𝟒𝑵𝑯 𝟑 + 𝟒𝑯 𝟐 𝑶 𝑻𝒊(𝑶𝑯) 𝟒 + 𝟒𝑵𝑯 𝟒 𝑪𝒍
a b c d e
SÍNTESIS (Combinación)
Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto
A + B  AB
En este caso, A y B son elementos o compuestos y AB es un compuesto
1. METAL + OXÍGENO ÓXIDO METÁLICO
2Mg + 𝑶 𝟐 𝟐𝑴𝒈𝑶
2. NO METAL + OXÍGENO ÓXIDO NO METÁLICO
𝑪 + 𝑶 𝟐 𝑪𝑶 𝟐 (oxígeno en exceso)
3. METAL + NO METAL SAL
2Na + 𝑪𝒍 𝟐 2NaCl
4. AGUA + ÓXIDO METÁLICO BASE
𝑯 𝟐 𝑶 + 𝑴𝒈𝑶 𝑴𝒈(𝑶𝑯) 𝟐
5. AGUA + ÓXIDO NO METÁLICO OXIÁCIDO
𝑯 𝟐 𝑶 + 𝑺𝑶 𝟑 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒
TIPOS DE REACCIONES DE COMBINACIÓN
REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN
En este tipo de reacciones una sola sustancia se descompone para formar
dos o más sustancias que pueden ser elementos o compuestos y su representación
general es:
AB  A + B
Estas reacciones se llevan a cabo, generalmente, en presencia
de calor o la adición de energía de algún tipo.
1. Cuando se calienta la piedra
caliza(carbonato de calcio, 𝑪𝒂𝑪𝑶 𝟑 ), uno de
los productos es el dióxido de carbono.
𝑪𝒂𝑪𝑶 𝟑 𝑪𝒂𝑶 + 𝑪𝑶 𝟐
La producción de dióxido de carbono se prueba
introduciendo una astilla de madera encendida en el
tubo de ensayo. La astilla encendida se apaga
porque el dióxido de carbono no favorece la
combustión .
2. Algunos compuestos se descomponen para
producir oxígeno gaseoso.
2HgO 2Hg + 𝑶 𝟐
El óxido de mercurio ,de color rojo , cuando se
calienta forma gotitas de Mercurio en la orilla
del tubo de ensayo y libera oxígeno , el cual
favorece la combustión. L a producción de
oxígeno se puede probar introduciendo en l
tubo de ensayo una astilla de madera
encendida. La astilla se incendia y se quema.
EJEMPLOS
SUSTITUCIÓN SIMPLE O DESPLAZAMIENTO
Es cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta,
reemplazando a uno de sus componentes
TIPOS GENERALES de sustitución sencilla
1. Un metal sustituye a un ion
metálico en su sal o ácido . B
puede ser un ion metálico o un
ion hidrógeno.
La sustitución depende de uno de
los 2 metales que intervienen en
la reacción, A y B
A + BZ → AZ + B
SERIE DE ACTIVIDAD DE LOS METALES
Li
K
Ba
Ca
Na
Mg
Al
Zn
Fe
Cd
Ni
Sn
Pb
(H)
Cu
Hg
Ag
Au
Metales anteriores al H
desplazarán a los iones de H
que formen parte de un
ácido.
Los metales mas reactivos
Li, K, Ba. Ca, y Na sustituyen
aun H del agua para formar
el hidróxido metálico y gas
hidrógeno.
SERIE DE ACTIVIDAD DE LOS HALÓGENOS
𝐅𝟐
𝐂𝐥 𝟐
𝐁𝐫𝟐
𝐈 𝟐
El Br desplaza a los
iones de I de una sal
yoduro en solución
acuosa.
El Cl desplazara al ion
de Br o al ion de I y el
F desplazara a
cualquiera de los tres
iones halógenos.
2. Un no metal (X) sustituye a un
ion no metálico en su sal o ácido
puede ser un ion metálico o un
ion hidrógeno.
La reacción depende de los dos
metales involucrados, X y Z
X + BZ → BX + Z
Ocurre cuando hay intercambio de elementos entre dos
compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas
sustancias:
SUSTITUCIÓN DOBLE
AX + BZ → AZ + BX
CONDICIONES PARA QUE SE LLEVE A CABO ESTA REACIÓN
(Se debe cumplir por lo menos una)
1. Si se forma un producto insoluble o
ligeramente soluble(precipitado)
2. Si se obtienen como productos especies
débilmente ionizadas. La especie mas
común de este tipo es el agua.
3. Si como producto se forma un gas.
1. Casi todos los nitratos (𝑵𝑶 𝟑
−
) y acetatos (𝑪 𝟐 𝑯 𝟑 𝑶 𝟐−) son solubles.
2. Todos los cloruros (Cl) son solubles, excepto el AgCl, el 𝑯𝒈 𝟐 𝑪𝒍 𝟐 y el 𝑷𝒃𝑪𝒍 𝟐 (el 𝑷𝒃𝑪𝒍 𝟐 es soluble n el agua
caliente) .
3. Todos los sulfatos (𝑺𝑶 𝟒
𝟐−
) son solubles , excepto el (𝑩𝒂𝑺𝑶 𝟒) , (𝑺𝒓𝑺𝑶 𝟒) y (𝑷𝒃𝑺𝑶 𝟒) .(El (𝑪𝒂𝑺𝑶 𝟒) y el
(𝑨𝒈 𝟐 𝑺𝑶 𝟒) son ligeramente solubles).
4. La mayor parte de las sales de metales alcalinos (grupo IA(1) , Li ,Na, K, etc) y las sales de amonio (𝑵𝑯 𝟒 )
son solubles.
5. Todos los ácidos comunes son solubles.
6. Todos los óxidos (𝑶 𝟐−) e hidróxidos (𝑶𝑯−) son solubles , excepto los dos metales alcalinos y de ciertos
metales alcalinotérreos (grupo IIA (2), Ca, Sr, Ba, Ra).
7. Todos los sulfuros (𝑺 𝟐−) son insolubles, excepto los de metales alcalinos, de metales alcalinotérreos y el
sulfuro de amonio.
8. Todos los fosfatos (𝑷𝑶 𝟒
𝟑−
) y carbonatos (𝑪𝑶 𝟑
𝟐−
) son insolubles, excepto los de metales alcalinos y sales de
amonio.
REGLAS PARA LA SOLUBILIDAD DE SUSTANCIAS INORGÁNICAS EN AGUA
EJEMPLOS
Una sal y un ácido forman un
precipitado.
𝑨𝒈𝑵𝑶 𝟑 + HCl 𝑯𝑵𝑶 𝟑 + 𝑨𝒈𝑪𝒍
El cloruro de plata es insoluble en agua
(regla 2 ).
Una sal y una base reacciona para
formar una nueva sal y una nueva
base, una de las cuales es
insoluble y precipitada.
𝑁𝑖(𝑁𝑂3)2 + 2NaOH 𝑁𝑖(𝑂𝐻)2 + 2𝑁𝑎𝑁𝑂3
COMBUSTIÓN
Cuando una sustancia que contiene carbono e hidrógeno (un
hidrocarburo) sufre una combustión completa, se consume oxígeno
y al mismo tiempo se produce dióxido de carbono y agua.
Hidrocarburo + O2  CO2 + H2O
EJEMPLO
Paso 1: escribe la ecuación no balanceada empleando las fórmulas correctas.
𝑪 𝟖 𝑯 𝟏𝟖 + 𝑶 𝟐 𝑪𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
Paso 2: balancea C, H y O (método de TANTEO).
𝑪 𝟖 𝑯 𝟏𝟖 + 𝟏𝟐
𝟏
𝟐
𝑶 𝟐 8𝑪𝑶 𝟐 + 9𝑯 𝟐 𝑶
La ecuación ésta balanceada , pero se debe eliminar el coeficiente fraccionario del oxígeno
multiplicando todos los coeficientes por 2 ,para obtener.
𝟐𝑪 𝟖 𝑯 𝟏𝟖 + 𝟐𝟓𝑶 𝟐 16 𝑪𝑶 𝟐 + 18𝑯 𝟐 𝑶
EJERCICIOS /BALANCEO POR TANTEO
1. 𝐵𝑎𝐶𝑙2 + (𝑁𝐻4)2 𝐶𝑂3 𝐵 𝑎𝐶𝑂3 + 𝑁𝐻4 𝐶𝑙
𝐵𝑎𝐶𝑙2+ (𝑁𝐻4)2 𝐶𝑂3 𝐵𝑎𝐶𝑂3 + 2𝑁𝐻4 𝐶𝑙
2. 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂2 + 𝐻2 𝑂
𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂2 + 2𝐻2 𝑂
3. 𝐴𝑔𝑁𝑂3 + 𝐶𝑢𝐶𝑙2 𝐴𝑔𝐶𝑙 + 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2
2𝐴𝑔𝑁𝑂3 + 𝐶𝑢𝐶𝑙2 2𝐴𝑔𝐶𝑙 + 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2
4. 𝐶2 𝐻6 𝑂 + 𝑂2 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂
𝐶2 𝐻6 𝑂 + 𝑂2 2𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂
𝐶2 𝐻6 𝑂 + 𝑂2 2𝐶𝑂2 + 3𝐻2 𝑂
𝐶2 𝐻6 𝑂 + 3𝑂2 2𝐶𝑂2 + 3𝐻2 𝑂
5. 𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 𝐹𝑒(𝑃𝑂4)2 + NaCl
𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 𝐹𝑒(𝑃𝑂4)2 + 2NaCl
3𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 2𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 𝐹𝑒(𝑃𝑂4)2 + 6NaCl
EJERCICIOS /BALANCEO POR REDOX
0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 + 4 -2
+1 -2
4. Cu + 𝟐𝒆−
Cu
2N - 2𝒆−
2N
+4
+5
0 +5 +2
+4
0
+2
Cu + 2N Cu + 2N
1. Cu + 𝑯𝑵𝑶 𝟑 Cu(N𝑶 𝟑) 𝟐 + 𝑵𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
2. Cu + 𝑯𝑵𝑶 𝟑 Cu(N𝑶 𝟑) 𝟐 + 𝑵𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
3. El Cu se reduce(gana 2 electrones )
El N se oxida (pierde 1 electrón)
Cu Cu - 𝟐𝒆−
( N N + 1𝒆−) 𝒙 𝟐
0 +2
+4 +5
5. Cu + 𝟐𝑯𝑵𝑶 𝟑 Cu(N𝑶 𝟑) 𝟐 + 𝟐𝑵𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
6. Cu + 𝟒𝑯𝑵𝑶 𝟑 Cu(N𝑶 𝟑) 𝟐 + 𝟐𝑵𝑶 𝟐 + 𝟐𝑯 𝟐 𝑶
𝟏. 𝑺𝒏 + 𝑯𝑵𝑶 𝟑 𝑺𝒏𝑶 𝟐 + 𝑵𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
2. 𝑺𝒏 + 𝑯𝑵𝑶 𝟑 𝑺𝒏𝑶 𝟐 + 𝑵𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
0 +1 +5 -2 +4 -2 +4 -2 +1 -2
3. Sn se oxida (pierde 4 electrones )
N se reduce (gana 1 electrón)
Sn + 𝟒𝒆−
𝑺𝒏
N - 𝟏𝒆− 𝑵
4. Sn + 𝟒𝒆− 𝑺𝒏
4N - 𝟒𝒆−
𝟒𝑵
Sn + 4N Sn + 4N
5. 𝐒𝐧 + 𝟒𝐇𝐍𝐎 𝟑 𝐒𝐧𝐎 𝟐 + 𝟒𝐍𝐎 𝟐 + 𝐇 𝟐 𝐎
6. 𝑺𝒏 + 𝟒𝑯𝑵𝑶 𝟑 𝑺𝒏𝑶 𝟐 + 𝟒𝑵𝑶 𝟐 + 𝟐𝑯 𝟐 𝑶
0 +4
+5 +4
0 +4
+5 +4
0 +5 +4 +4
𝟏. 𝑲𝑴𝒏𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑪 𝟐 𝑶 𝟒+ 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑲 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
𝟐. 𝑲𝑴𝒏𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑪 𝟐 𝑶 𝟒+ 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑲 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
+1 +7 +-2 +1 +3 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2
+4 -2 +1 -2
3. C se oxida (pierde 2 electrones)
Mn se reduce (gana 5 electrones)
𝑪 𝟐 - 𝟐𝒆−
𝟐𝑪
Mn +𝟓𝒆− Mn
4. 5𝑪 𝟐 - 𝟏𝟎𝒆− 𝟏𝟎𝑪
2Mn + 𝟏𝟎𝒆− 2Mn
2Mn + 5C 2Mn + 10C
𝟓. 𝟐𝑲𝑴𝒏𝑶 𝟒 + 𝟓𝑵𝒂 𝟐 𝑪 𝟐 𝑶 𝟒+ 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑲 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝟐𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝟏𝟎𝑪𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
𝟔. 𝟐𝑲𝑴𝒏𝑶 𝟒 + 𝟓𝑵𝒂 𝟐 𝑪 𝟐 𝑶 𝟒+ 𝟖𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝟓𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑲 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝟐𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝟏𝟎𝑪𝑶 𝟐 + 𝟖𝑯 𝟐 𝑶
+3
+ 4
+7
+ 2
+3
+4
+7
+ 2
+7 +3 +2
+4
𝟏. 𝑪𝒓𝑰 𝟑 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝒂 𝟐 𝑪𝒓𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂𝑰𝑶 𝟑 + NaCl + 𝑯 𝟐 𝑶
𝟐. 𝑪𝒓𝑰 𝟑 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝒂 𝟐 𝑪𝒓𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂𝑰𝑶 𝟑 + NaCl + 𝑯 𝟐 𝑶
3. El Cr se oxida (pierde 3 electrones)
El 𝑰 𝟑 se oxida ( pierde 6 x 3 = 18 electrones )
El C𝒍 𝟐 se reduce (gana 1x 2= electrones)
Cr - 3𝒆− Cr
𝑰 𝟑 − 𝟏𝟖𝒆−
𝑰
C𝒍 𝟐 + 𝟐𝒆−
Cl
4. Se agrupa a los que pierden electrones
2Cr + 𝟐𝑰 𝟑 - 𝟒𝟐𝒆− 𝟔𝑰 + 𝟐𝑪𝒓
21C𝒍 𝟐 -𝟒𝟐𝒆− 42Cl
21C𝒍 𝟐 + 2Cr + 𝟐𝑰 𝟑 𝟔𝑰 + 𝟐𝑪𝒓 + 42Cl
𝟓. 𝟐𝑪𝒓𝑰 𝟑 + 𝟐𝟏𝑪𝒍 𝟐 + 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝟐𝑵𝒂 𝟐 𝑪𝒓𝑶 𝟒 + 𝟔𝑵𝒂𝑰𝑶 𝟑 + 42NaCl + 𝑯 𝟐 𝑶
𝟔. 𝟐𝑪𝒓𝑰 𝟑 + 𝟐𝟏𝑪𝒍 𝟐 + 𝟓𝟐𝑵𝒂𝑶𝑯 𝟐𝑵𝒂 𝟐 𝑪𝒓𝑶 𝟒 + 𝟔𝑵𝒂𝑰𝑶 𝟑 + 42NaCl + 𝟐𝟔𝑯 𝟐 𝑶
+3 -1 0 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 +5 -2 +1 -1 +1 -2
+3 +6
-1 +5
0 -2
+3 -1 +5 +6
0 -1
0 +3 -1 +5 +6 -1
𝟏. 𝑴𝒏𝑶 𝟐 + NaCl + 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
𝟐. 𝑴𝒏𝑶 𝟐 + NaCl + 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
3. El Mn se reduce(gana 2 electrones)
El Cl se oxida (pierde 1 x 2 = electrones)
Mn +𝟐𝒆− 𝑴𝒏
2Cl -𝟐𝒆− 𝑪𝒍 𝟐
4. Mn +𝟐𝒆− 𝑴𝒏
2Cl -𝟐𝒆− 𝑪𝒍 𝟐
Mn + 2Cl Mn + 𝑪𝒍 𝟐
𝟓. 𝑴𝒏𝑶 𝟐 + 2NaCl + 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
𝟔. 𝑴𝒏𝑶 𝟐 + 2NaCl +2𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝟐𝑯 𝟐 𝑶
+4 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 0
+1 -2
+4
+2
-1
0
+4
+2
-1
0
+4 -1 +2
0
EJERCICIOS /BALANCEO ALGEBRÁICO
a b c c
Na a=c
H 2b= c+ 2d
O b=c
1. Na + 𝑯 𝟐 𝑶 𝑵𝒂𝑶𝑯 + 𝑯 𝟐
Si a = b = c = 2
2b = c + 2d
2(2)= 2 + 2d
2 = d
2Na + 2𝑯 𝟐 𝑶 𝟐𝑵𝒂𝑶𝑯 + 𝑯 𝟐
2. 𝑵𝒂 𝟐 𝑶 + 𝑷 𝟒 𝑶 𝟏𝟎 𝑵𝒂 𝟑 𝑷𝑶 𝟒
a b c
Na 2 a = 3c
O a + 10b = 4c
P 4b = C
2 a = 3c
2(6) = 3c
12 = 3c
4= c
4b = c
4b = 4
b = 1
𝟔𝑵𝒂 𝟐 𝑶 + 𝑷 𝟒 𝑶 𝟏𝟎 𝟒𝑵𝒂 𝟑 𝑷𝑶 𝟒
Si a = d = 3
2 a = 3c
2(3)= 3c
6 = 3c
2 = c
Mn a = d
O 2 a = 3c
Al b = 2c
b = 2c
b = 2(2)
b = 4
𝟑. 𝑴𝒏𝑶 𝟐 + 𝑨𝒍 𝑨𝒍 𝟐 𝑶 𝟑 + 𝑴𝒏
𝟑𝑴𝒏𝑶 𝟐 + 𝟒𝑨𝒍 𝟐𝑨𝒍 𝟐 𝑶 𝟑 + 𝟑𝑴𝒏
4. 𝑪𝒂𝑪 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 𝑪 𝟐 𝑯 𝟐 + 𝑪𝒂(𝑶𝑯 ) 𝟐
Ca a = d
C 2 a = 2c
H 2b = 2c + 2d
O b = 2d
Si a = d = 1
b = 2d
b = 2(1)
b = 2
2 a = 2c
2 (1) =2c
1 = c
𝑪𝒂𝑪 𝟐 + 𝟐𝑯 𝟐 𝑶 𝑪 𝟐 𝑯 𝟐 + 𝑪𝒂(𝑶𝑯 ) 𝟐
a a bb c cd d
3c = d
3 (1) = d
3 = d
Si a = d = 3
por lo tanto
c = 1
b = 2c
b = 2(1)
b = 2
3b = 2e
3(2) = 2e
3 = e
𝟑𝑪𝒂𝑪𝑶 𝟑 + 𝟐𝑯 𝟑 𝑷𝑶 𝟒 𝑪𝒂 𝟑(𝑷𝑶 𝟒) 𝟐 + 𝟑𝑪𝑶 𝟐 + 𝟑𝑯 𝟐 𝑶
𝑪𝒂𝑪𝑶 𝟑 + 𝑯 𝟑 𝑷𝑶 𝟒 𝑪𝒂 𝟑(𝑷𝑶 𝟒) 𝟐 + 𝑪𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶
Ca a = 3c
C a = d
O 3 a + 4b = 8c + 2d +e
H 3b = 2e
P b = 2c
da b c e
BIBLIOGRAFIA:
+ QUÍMICA 8va EDICION –DAUB- SEESE-CARRILO-MONIAGUT-NIETO-SANSÓN –pág 259-278
+ QUÍMICA 5ta EDICIÓN –RALPH A. BURNS –pág. 286- 303
http://localhost:8000/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

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  • 1. TEMA: BALANCEO DE ECUACIONES Y REACCIONES QUÍMICAS "Sólo una cosa convierte en imposible un sueño: el miedo a fracasar." -Paulo Coelho
  • 2. REACCION QUIMICA ECUACION QUÍMICA REACTIVOS Y PRODUCTOS IÓNICA Y MOLECULAR BALANCEO DE ECUACIONE S TANTEO REDOX COMBINACIÓ N DESCOMPOSICIÓ N COMBUSTIÓ N DOBLE SUTITUCIÓN REEMPLAZO O DESPLAZAMIEN TO Formación de óxidos Formación de oxígeno por calentamiento de un clorato Serie de actividades de los metales Formación de cobre por desplazamiento con zinc Precipitaci ón Neutralizaci ón Se consume oxígeno y se produce dióxido de carbono Se considera Tiene Puede ser Por Se representa por Ejm: Ejm: ALGEBRAICO
  • 3. • El objetivo de balancear una ecuación química es hacer que cumpla con la Ley de la conservación de la masa la cual establece que en una reacción química la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos. • Una reacción química es un proceso en el que una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas • Una ecuación química, es la manera de representar una reacción química, esta utiliza una serie de símbolos químicos para mostrar qué sucede durante dicha reacción.
  • 4. Balanceo por tanteo Reacciones sencillas 1. Escribir correctamente la ecuación. 𝐍 𝟐 + 𝐇 𝟐 = 𝐍𝐇 𝟑 2. Igualar la ecuación tomando en cuenta el siguiente orden: Metal/No metal/Hidrógeno/Oxígeno 𝟏𝑵 𝟐 + 𝑯 𝟐 = 𝟐𝑵𝑯 𝟑 3. Ecuación balanceada 𝟏𝑵 𝟐 + 𝟑𝑯 𝟐 = 𝟐𝑵𝑯 𝟑
  • 5. Balanceo REDOX Sustancia transfiere electrones a otra sustancia. La sustancia que pierde electrones se oxida, y la sustancia que gana electrones se reduce A la sustancia que pierde electrones se le llama agente reductor; y la sustancia que gana electrones se le llama agente oxidante.
  • 6. 1. Asignar correctamente el número de oxidación (N.O.) a todos los átomos que participen en la reacción. Reglas para asignar números de oxidación 1. El N.O. de un elemento no combinado con un elemento distinto es CERO. Fe0, H2 0, O2 0,Cu0. 2. El N.O. de un ion monoatómico o de un ion políatómico es igual a su carga. Cu+2 es +2, O+2 es +2, SO4 -2 es -2, NH4 +1 es de +1, el NO3 -1 es de -1. 3. El N.O. del Hidrógeno es siempre de +1. Excepto en los hidruros, donde su N.O. es de - 1. En el HCl el H+1, y en el NaH el H-1. 4. El N.O. de oxidación del Oxígeno es de -2. Excepto en los peróxidos que es de -1 En el MgO el O-2, y en el H2O2 el O2 -1 5. En un compuesto, la suma de los N.O. de todos los elementos que lo constituyen es cero. H2SO4= 0 ya que: H +1(2)= 2; O -1(4)= 4; y el S +6(1) = 6. Al sumar esto no da un total de 0. Todos los compuestos son más estables al alcanzar esta neutralidad. Balancea la siguiente reacción: HNO3 + HBr  Br2 + NO + H2O HNO3 + HBr  Br2 + NO + H2O Paso 1: Asignar números de oxidación: +1 +5 -2 +1 -1 0 +2 -2 +1 -2
  • 7. 2. Identificar los átomos de los elementos que cambiaron su número de oxidación al pasar de reactivo a producto. Es decir determinar quién se oxidó y quién se redujo. +1 +5 -2 +1 -1 0 +2 -2 +1 -2 HNO3 + HBr  Br2 + NO + H2O +5 +2 0 +2 El Br pasó de Br-1 a Br 0. Perdiendo 1 electrón. Es decir se oxidó. GaR PO El N pasó de N+5 a N+2. Ganando 3 electrones. Es decir se redujo.
  • 8. 3. Escribir la semireacción de oxidación y la de reducción para cada elemento según se trate. Balancear cada semirreacción en cuanto al número de átomos del elemento e indicar el número total de átomos del elemento e indicar el número total de electrones ganados o perdidos. N +3e N +2+5 Esta semireacción no necesita balancearse ya que sólo se redujo un solo átomo de N. -1 0 Br -1e Br2 Esta semireacción necesita balancearse ya que hay 2 átomos de Br oxidados por tal motivo el total de átomos que se pierden es el doble. 2Br -2e Br2 Ahora ya está balanceada la semireacción del Br.
  • 9. 4. Balancear la cantidad de electrones ganados o perdidos, de tal forma que sea la misma cantidad en ambas semireacciones. (Multiplica la semireacción de oxidación por el número de electrones ganados del elemento que se reduce. Y la semireacción de reducción por el número de electrones perdidos del elemento que se oxida). Se multiplica la semireacción de oxidación por el número de electrones ganados del elemento que se reduce. Y la semireacción de reducción por el número de electrones perdidos del elemento que se oxida). +5 N +3e N +2 -1 0 2Br -2e Br2 2) 3) +5 2N +6e 2N +2 -1 0 6Br -6e 3Br2
  • 10. 5. Sumar las dos semireacciones para obtener una sola. 6. Los coeficientes encontrados se colocan en las fórmulas que corresponde a la ecuación original. +5 2N +6e 2N +2 -1 0 6Br -6e 3Br2 2N +6Br  2N + 3Br2 +5 -1 +2 0 2HNO3 + 6HBr  3Br2 + 2NO + H2O 7. Por último, se termina de balancear la ecuación por tanteo. 2HNO3 + 6HBr  3Br2 + 2NO + 4H2O 8. Simplificar los coeficientes si se puede. Los coeficientes no se pueden simplificar para esta ecuación.
  • 11. Balanceo Algebraico Es un método matemático que consiste en asignar incógnitas a cada una de las especies de nuestra ecuación; se establecerán ecuaciones en función de los átomos, y al despejar dichas incógnitas encontraremos los coeficientes buscados.
  • 12. REGLA 1: Asignar letras a cada especie(elemento o compuesto) presente en la reacción. 𝑇𝑖𝐶𝑙4 + 𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑂 𝑇𝑖(𝑂𝐻)4 + 𝑁𝐻4 𝐶𝑙 REGLA 2: Plantear tantas ecuaciones como número de elementos químicos estén presentes en la ecuación química. Ti a=d (1) Cl 4 a=e (2) N b=e (3) H 3b+2c = 4d + 4e (4) O c= 4d (5) REGLA 3: Asignar un valor arbitrario a cada literal asignada y sustituir en las ecuaciones planteadas en el número 2. Si a=1 implica que d=1 por tanto e=4 Si b=e por lo tanto b=4 Si c=4d implica que c=4 Sustituyendo los valores obtenidos para cada especie, la ecuación balanceada queda. 𝑻𝒊𝑪𝒍 𝟒 + 𝟒𝑵𝑯 𝟑 + 𝟒𝑯 𝟐 𝑶 𝑻𝒊(𝑶𝑯) 𝟒 + 𝟒𝑵𝑯 𝟒 𝑪𝒍 a b c d e
  • 13.
  • 14. SÍNTESIS (Combinación) Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto A + B  AB En este caso, A y B son elementos o compuestos y AB es un compuesto
  • 15. 1. METAL + OXÍGENO ÓXIDO METÁLICO 2Mg + 𝑶 𝟐 𝟐𝑴𝒈𝑶 2. NO METAL + OXÍGENO ÓXIDO NO METÁLICO 𝑪 + 𝑶 𝟐 𝑪𝑶 𝟐 (oxígeno en exceso) 3. METAL + NO METAL SAL 2Na + 𝑪𝒍 𝟐 2NaCl 4. AGUA + ÓXIDO METÁLICO BASE 𝑯 𝟐 𝑶 + 𝑴𝒈𝑶 𝑴𝒈(𝑶𝑯) 𝟐 5. AGUA + ÓXIDO NO METÁLICO OXIÁCIDO 𝑯 𝟐 𝑶 + 𝑺𝑶 𝟑 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 TIPOS DE REACCIONES DE COMBINACIÓN
  • 16. REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN En este tipo de reacciones una sola sustancia se descompone para formar dos o más sustancias que pueden ser elementos o compuestos y su representación general es: AB  A + B Estas reacciones se llevan a cabo, generalmente, en presencia de calor o la adición de energía de algún tipo.
  • 17. 1. Cuando se calienta la piedra caliza(carbonato de calcio, 𝑪𝒂𝑪𝑶 𝟑 ), uno de los productos es el dióxido de carbono. 𝑪𝒂𝑪𝑶 𝟑 𝑪𝒂𝑶 + 𝑪𝑶 𝟐 La producción de dióxido de carbono se prueba introduciendo una astilla de madera encendida en el tubo de ensayo. La astilla encendida se apaga porque el dióxido de carbono no favorece la combustión . 2. Algunos compuestos se descomponen para producir oxígeno gaseoso. 2HgO 2Hg + 𝑶 𝟐 El óxido de mercurio ,de color rojo , cuando se calienta forma gotitas de Mercurio en la orilla del tubo de ensayo y libera oxígeno , el cual favorece la combustión. L a producción de oxígeno se puede probar introduciendo en l tubo de ensayo una astilla de madera encendida. La astilla se incendia y se quema. EJEMPLOS
  • 18. SUSTITUCIÓN SIMPLE O DESPLAZAMIENTO Es cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes
  • 19. TIPOS GENERALES de sustitución sencilla 1. Un metal sustituye a un ion metálico en su sal o ácido . B puede ser un ion metálico o un ion hidrógeno. La sustitución depende de uno de los 2 metales que intervienen en la reacción, A y B A + BZ → AZ + B SERIE DE ACTIVIDAD DE LOS METALES Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Cd Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Au Metales anteriores al H desplazarán a los iones de H que formen parte de un ácido. Los metales mas reactivos Li, K, Ba. Ca, y Na sustituyen aun H del agua para formar el hidróxido metálico y gas hidrógeno.
  • 20. SERIE DE ACTIVIDAD DE LOS HALÓGENOS 𝐅𝟐 𝐂𝐥 𝟐 𝐁𝐫𝟐 𝐈 𝟐 El Br desplaza a los iones de I de una sal yoduro en solución acuosa. El Cl desplazara al ion de Br o al ion de I y el F desplazara a cualquiera de los tres iones halógenos. 2. Un no metal (X) sustituye a un ion no metálico en su sal o ácido puede ser un ion metálico o un ion hidrógeno. La reacción depende de los dos metales involucrados, X y Z X + BZ → BX + Z
  • 21. Ocurre cuando hay intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias: SUSTITUCIÓN DOBLE AX + BZ → AZ + BX CONDICIONES PARA QUE SE LLEVE A CABO ESTA REACIÓN (Se debe cumplir por lo menos una) 1. Si se forma un producto insoluble o ligeramente soluble(precipitado) 2. Si se obtienen como productos especies débilmente ionizadas. La especie mas común de este tipo es el agua. 3. Si como producto se forma un gas.
  • 22. 1. Casi todos los nitratos (𝑵𝑶 𝟑 − ) y acetatos (𝑪 𝟐 𝑯 𝟑 𝑶 𝟐−) son solubles. 2. Todos los cloruros (Cl) son solubles, excepto el AgCl, el 𝑯𝒈 𝟐 𝑪𝒍 𝟐 y el 𝑷𝒃𝑪𝒍 𝟐 (el 𝑷𝒃𝑪𝒍 𝟐 es soluble n el agua caliente) . 3. Todos los sulfatos (𝑺𝑶 𝟒 𝟐− ) son solubles , excepto el (𝑩𝒂𝑺𝑶 𝟒) , (𝑺𝒓𝑺𝑶 𝟒) y (𝑷𝒃𝑺𝑶 𝟒) .(El (𝑪𝒂𝑺𝑶 𝟒) y el (𝑨𝒈 𝟐 𝑺𝑶 𝟒) son ligeramente solubles). 4. La mayor parte de las sales de metales alcalinos (grupo IA(1) , Li ,Na, K, etc) y las sales de amonio (𝑵𝑯 𝟒 ) son solubles. 5. Todos los ácidos comunes son solubles. 6. Todos los óxidos (𝑶 𝟐−) e hidróxidos (𝑶𝑯−) son solubles , excepto los dos metales alcalinos y de ciertos metales alcalinotérreos (grupo IIA (2), Ca, Sr, Ba, Ra). 7. Todos los sulfuros (𝑺 𝟐−) son insolubles, excepto los de metales alcalinos, de metales alcalinotérreos y el sulfuro de amonio. 8. Todos los fosfatos (𝑷𝑶 𝟒 𝟑− ) y carbonatos (𝑪𝑶 𝟑 𝟐− ) son insolubles, excepto los de metales alcalinos y sales de amonio. REGLAS PARA LA SOLUBILIDAD DE SUSTANCIAS INORGÁNICAS EN AGUA
  • 23. EJEMPLOS Una sal y un ácido forman un precipitado. 𝑨𝒈𝑵𝑶 𝟑 + HCl 𝑯𝑵𝑶 𝟑 + 𝑨𝒈𝑪𝒍 El cloruro de plata es insoluble en agua (regla 2 ). Una sal y una base reacciona para formar una nueva sal y una nueva base, una de las cuales es insoluble y precipitada. 𝑁𝑖(𝑁𝑂3)2 + 2NaOH 𝑁𝑖(𝑂𝐻)2 + 2𝑁𝑎𝑁𝑂3
  • 24. COMBUSTIÓN Cuando una sustancia que contiene carbono e hidrógeno (un hidrocarburo) sufre una combustión completa, se consume oxígeno y al mismo tiempo se produce dióxido de carbono y agua. Hidrocarburo + O2  CO2 + H2O
  • 25. EJEMPLO Paso 1: escribe la ecuación no balanceada empleando las fórmulas correctas. 𝑪 𝟖 𝑯 𝟏𝟖 + 𝑶 𝟐 𝑪𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 Paso 2: balancea C, H y O (método de TANTEO). 𝑪 𝟖 𝑯 𝟏𝟖 + 𝟏𝟐 𝟏 𝟐 𝑶 𝟐 8𝑪𝑶 𝟐 + 9𝑯 𝟐 𝑶 La ecuación ésta balanceada , pero se debe eliminar el coeficiente fraccionario del oxígeno multiplicando todos los coeficientes por 2 ,para obtener. 𝟐𝑪 𝟖 𝑯 𝟏𝟖 + 𝟐𝟓𝑶 𝟐 16 𝑪𝑶 𝟐 + 18𝑯 𝟐 𝑶
  • 26. EJERCICIOS /BALANCEO POR TANTEO 1. 𝐵𝑎𝐶𝑙2 + (𝑁𝐻4)2 𝐶𝑂3 𝐵 𝑎𝐶𝑂3 + 𝑁𝐻4 𝐶𝑙 𝐵𝑎𝐶𝑙2+ (𝑁𝐻4)2 𝐶𝑂3 𝐵𝑎𝐶𝑂3 + 2𝑁𝐻4 𝐶𝑙 2. 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂2 + 𝐻2 𝑂 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂2 + 2𝐻2 𝑂 3. 𝐴𝑔𝑁𝑂3 + 𝐶𝑢𝐶𝑙2 𝐴𝑔𝐶𝑙 + 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 2𝐴𝑔𝑁𝑂3 + 𝐶𝑢𝐶𝑙2 2𝐴𝑔𝐶𝑙 + 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 4. 𝐶2 𝐻6 𝑂 + 𝑂2 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 𝐶2 𝐻6 𝑂 + 𝑂2 2𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 𝐶2 𝐻6 𝑂 + 𝑂2 2𝐶𝑂2 + 3𝐻2 𝑂 𝐶2 𝐻6 𝑂 + 3𝑂2 2𝐶𝑂2 + 3𝐻2 𝑂 5. 𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 𝐹𝑒(𝑃𝑂4)2 + NaCl 𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 𝐹𝑒(𝑃𝑂4)2 + 2NaCl 3𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 2𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 𝐹𝑒(𝑃𝑂4)2 + 6NaCl
  • 27. EJERCICIOS /BALANCEO POR REDOX 0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 + 4 -2 +1 -2 4. Cu + 𝟐𝒆− Cu 2N - 2𝒆− 2N +4 +5 0 +5 +2 +4 0 +2 Cu + 2N Cu + 2N 1. Cu + 𝑯𝑵𝑶 𝟑 Cu(N𝑶 𝟑) 𝟐 + 𝑵𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 2. Cu + 𝑯𝑵𝑶 𝟑 Cu(N𝑶 𝟑) 𝟐 + 𝑵𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 3. El Cu se reduce(gana 2 electrones ) El N se oxida (pierde 1 electrón) Cu Cu - 𝟐𝒆− ( N N + 1𝒆−) 𝒙 𝟐 0 +2 +4 +5 5. Cu + 𝟐𝑯𝑵𝑶 𝟑 Cu(N𝑶 𝟑) 𝟐 + 𝟐𝑵𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 6. Cu + 𝟒𝑯𝑵𝑶 𝟑 Cu(N𝑶 𝟑) 𝟐 + 𝟐𝑵𝑶 𝟐 + 𝟐𝑯 𝟐 𝑶
  • 28. 𝟏. 𝑺𝒏 + 𝑯𝑵𝑶 𝟑 𝑺𝒏𝑶 𝟐 + 𝑵𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 2. 𝑺𝒏 + 𝑯𝑵𝑶 𝟑 𝑺𝒏𝑶 𝟐 + 𝑵𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 0 +1 +5 -2 +4 -2 +4 -2 +1 -2 3. Sn se oxida (pierde 4 electrones ) N se reduce (gana 1 electrón) Sn + 𝟒𝒆− 𝑺𝒏 N - 𝟏𝒆− 𝑵 4. Sn + 𝟒𝒆− 𝑺𝒏 4N - 𝟒𝒆− 𝟒𝑵 Sn + 4N Sn + 4N 5. 𝐒𝐧 + 𝟒𝐇𝐍𝐎 𝟑 𝐒𝐧𝐎 𝟐 + 𝟒𝐍𝐎 𝟐 + 𝐇 𝟐 𝐎 6. 𝑺𝒏 + 𝟒𝑯𝑵𝑶 𝟑 𝑺𝒏𝑶 𝟐 + 𝟒𝑵𝑶 𝟐 + 𝟐𝑯 𝟐 𝑶 0 +4 +5 +4 0 +4 +5 +4 0 +5 +4 +4
  • 29. 𝟏. 𝑲𝑴𝒏𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑪 𝟐 𝑶 𝟒+ 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑲 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 𝟐. 𝑲𝑴𝒏𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑪 𝟐 𝑶 𝟒+ 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑲 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 +1 +7 +-2 +1 +3 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +4 -2 +1 -2 3. C se oxida (pierde 2 electrones) Mn se reduce (gana 5 electrones) 𝑪 𝟐 - 𝟐𝒆− 𝟐𝑪 Mn +𝟓𝒆− Mn 4. 5𝑪 𝟐 - 𝟏𝟎𝒆− 𝟏𝟎𝑪 2Mn + 𝟏𝟎𝒆− 2Mn 2Mn + 5C 2Mn + 10C 𝟓. 𝟐𝑲𝑴𝒏𝑶 𝟒 + 𝟓𝑵𝒂 𝟐 𝑪 𝟐 𝑶 𝟒+ 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑲 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝟐𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝟏𝟎𝑪𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 𝟔. 𝟐𝑲𝑴𝒏𝑶 𝟒 + 𝟓𝑵𝒂 𝟐 𝑪 𝟐 𝑶 𝟒+ 𝟖𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝟓𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑲 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝟐𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝟏𝟎𝑪𝑶 𝟐 + 𝟖𝑯 𝟐 𝑶 +3 + 4 +7 + 2 +3 +4 +7 + 2 +7 +3 +2 +4
  • 30. 𝟏. 𝑪𝒓𝑰 𝟑 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝒂 𝟐 𝑪𝒓𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂𝑰𝑶 𝟑 + NaCl + 𝑯 𝟐 𝑶 𝟐. 𝑪𝒓𝑰 𝟑 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝒂 𝟐 𝑪𝒓𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂𝑰𝑶 𝟑 + NaCl + 𝑯 𝟐 𝑶 3. El Cr se oxida (pierde 3 electrones) El 𝑰 𝟑 se oxida ( pierde 6 x 3 = 18 electrones ) El C𝒍 𝟐 se reduce (gana 1x 2= electrones) Cr - 3𝒆− Cr 𝑰 𝟑 − 𝟏𝟖𝒆− 𝑰 C𝒍 𝟐 + 𝟐𝒆− Cl 4. Se agrupa a los que pierden electrones 2Cr + 𝟐𝑰 𝟑 - 𝟒𝟐𝒆− 𝟔𝑰 + 𝟐𝑪𝒓 21C𝒍 𝟐 -𝟒𝟐𝒆− 42Cl 21C𝒍 𝟐 + 2Cr + 𝟐𝑰 𝟑 𝟔𝑰 + 𝟐𝑪𝒓 + 42Cl 𝟓. 𝟐𝑪𝒓𝑰 𝟑 + 𝟐𝟏𝑪𝒍 𝟐 + 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝟐𝑵𝒂 𝟐 𝑪𝒓𝑶 𝟒 + 𝟔𝑵𝒂𝑰𝑶 𝟑 + 42NaCl + 𝑯 𝟐 𝑶 𝟔. 𝟐𝑪𝒓𝑰 𝟑 + 𝟐𝟏𝑪𝒍 𝟐 + 𝟓𝟐𝑵𝒂𝑶𝑯 𝟐𝑵𝒂 𝟐 𝑪𝒓𝑶 𝟒 + 𝟔𝑵𝒂𝑰𝑶 𝟑 + 42NaCl + 𝟐𝟔𝑯 𝟐 𝑶 +3 -1 0 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 +5 -2 +1 -1 +1 -2 +3 +6 -1 +5 0 -2 +3 -1 +5 +6 0 -1 0 +3 -1 +5 +6 -1
  • 31. 𝟏. 𝑴𝒏𝑶 𝟐 + NaCl + 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 𝟐. 𝑴𝒏𝑶 𝟐 + NaCl + 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 3. El Mn se reduce(gana 2 electrones) El Cl se oxida (pierde 1 x 2 = electrones) Mn +𝟐𝒆− 𝑴𝒏 2Cl -𝟐𝒆− 𝑪𝒍 𝟐 4. Mn +𝟐𝒆− 𝑴𝒏 2Cl -𝟐𝒆− 𝑪𝒍 𝟐 Mn + 2Cl Mn + 𝑪𝒍 𝟐 𝟓. 𝑴𝒏𝑶 𝟐 + 2NaCl + 𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 𝟔. 𝑴𝒏𝑶 𝟐 + 2NaCl +2𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 𝑴𝒏𝑺𝑶 𝟒 + 𝑵𝒂 𝟐 𝑺𝑶 𝟒 + 𝑪𝒍 𝟐 + 𝟐𝑯 𝟐 𝑶 +4 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 0 +1 -2 +4 +2 -1 0 +4 +2 -1 0 +4 -1 +2 0
  • 32. EJERCICIOS /BALANCEO ALGEBRÁICO a b c c Na a=c H 2b= c+ 2d O b=c 1. Na + 𝑯 𝟐 𝑶 𝑵𝒂𝑶𝑯 + 𝑯 𝟐 Si a = b = c = 2 2b = c + 2d 2(2)= 2 + 2d 2 = d 2Na + 2𝑯 𝟐 𝑶 𝟐𝑵𝒂𝑶𝑯 + 𝑯 𝟐 2. 𝑵𝒂 𝟐 𝑶 + 𝑷 𝟒 𝑶 𝟏𝟎 𝑵𝒂 𝟑 𝑷𝑶 𝟒 a b c Na 2 a = 3c O a + 10b = 4c P 4b = C 2 a = 3c 2(6) = 3c 12 = 3c 4= c 4b = c 4b = 4 b = 1 𝟔𝑵𝒂 𝟐 𝑶 + 𝑷 𝟒 𝑶 𝟏𝟎 𝟒𝑵𝒂 𝟑 𝑷𝑶 𝟒
  • 33. Si a = d = 3 2 a = 3c 2(3)= 3c 6 = 3c 2 = c Mn a = d O 2 a = 3c Al b = 2c b = 2c b = 2(2) b = 4 𝟑. 𝑴𝒏𝑶 𝟐 + 𝑨𝒍 𝑨𝒍 𝟐 𝑶 𝟑 + 𝑴𝒏 𝟑𝑴𝒏𝑶 𝟐 + 𝟒𝑨𝒍 𝟐𝑨𝒍 𝟐 𝑶 𝟑 + 𝟑𝑴𝒏 4. 𝑪𝒂𝑪 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 𝑪 𝟐 𝑯 𝟐 + 𝑪𝒂(𝑶𝑯 ) 𝟐 Ca a = d C 2 a = 2c H 2b = 2c + 2d O b = 2d Si a = d = 1 b = 2d b = 2(1) b = 2 2 a = 2c 2 (1) =2c 1 = c 𝑪𝒂𝑪 𝟐 + 𝟐𝑯 𝟐 𝑶 𝑪 𝟐 𝑯 𝟐 + 𝑪𝒂(𝑶𝑯 ) 𝟐 a a bb c cd d
  • 34. 3c = d 3 (1) = d 3 = d Si a = d = 3 por lo tanto c = 1 b = 2c b = 2(1) b = 2 3b = 2e 3(2) = 2e 3 = e 𝟑𝑪𝒂𝑪𝑶 𝟑 + 𝟐𝑯 𝟑 𝑷𝑶 𝟒 𝑪𝒂 𝟑(𝑷𝑶 𝟒) 𝟐 + 𝟑𝑪𝑶 𝟐 + 𝟑𝑯 𝟐 𝑶 𝑪𝒂𝑪𝑶 𝟑 + 𝑯 𝟑 𝑷𝑶 𝟒 𝑪𝒂 𝟑(𝑷𝑶 𝟒) 𝟐 + 𝑪𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐 𝑶 Ca a = 3c C a = d O 3 a + 4b = 8c + 2d +e H 3b = 2e P b = 2c da b c e
  • 35.
  • 36. BIBLIOGRAFIA: + QUÍMICA 8va EDICION –DAUB- SEESE-CARRILO-MONIAGUT-NIETO-SANSÓN –pág 259-278 + QUÍMICA 5ta EDICIÓN –RALPH A. BURNS –pág. 286- 303 http://localhost:8000/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica