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QUÍMICA
Unidad I:Estrutura atómica
Generalidades de la estructura de los
átomos
 Teorías sobre la
estructura del átomo.
 Leucipo y Demócrito
(400 a. de C.) de
diminutas partículas que
llamaron átomos.
 Al mencionar a Tales
de Mileto (800 a. de
C.). Realizó
experimentos el ámbar
pedacitos de paja, y
observó que se
magnetizaban esos
trozos de paja.
 En el siglo XVII los
investigadores que
llamaron electricidad.
 Benjamín Franklin,
sabio americano que
inventó al pararrayos,
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electricidad positiva.
 William Crookes en 1878
observó algo curioso:
cuando el electrodo
negativo o cátodo del
tubo emitía rayos, se
provocaba un resplandor
luminoso en la pared del
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llamados catódicos
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 Rayos catódicos:
 En 1897, J.J Thompson,
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eléctrica negativa y les
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electrones.
 El físico alemán
Roentgen descubrió
los rayos X.
 El francés Becquerel
descubrió que el uranio
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atravesar los cuerpos e
impresionar una placa
fotográfica como los
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Curie, científicos
franceses, aislaron el
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emiten con más
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que los rayos beta son
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descubiertos por
Thompson, por tener
la misma masa y carga
eléctrica negativa.
 El 1911 Rutherford
con sus
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en una cápsula de plomo y
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porque sus golpes
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fluorescente.
 Interpuso entre la caja de
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delgada de oro y observó
entonces que los destellos
también aparecían en otros
lugares de la misma.
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posteriores
demostraron que el
núcleo está constituido
principalmente de
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protones y neutrones.
 James Chadwick, físico
inglés, en 1932
descubrió el neutrón.
 La carga positiva
contenida por el
núcleo es igual a la
suma de las cargas
eléctricas negativas
de los electrones, ya
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eléctricamente
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danés, creyó que los
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para mantenerse en una
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partículas eléctricamente
negativas se mueven a lo
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nivel energético.
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 Son átomos de un mismo
elemento con diferente
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tienen distintos números
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Tabla periódica
Tabla periódica
Primeras clasificaciones
 De acuerdo a sus características físicas, químicas. Por
lo empezaron a ordenarlos, además de utilizar
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Alquimia
 Antecesora de la Química, donde su principal objetivo,
era la transformación del plomo en oro, y la búsqueda
de la piedra filosofal, o el elixir de la vida.
Los nombres de los elementos:
 Del latín :
Sodio (Na) Natrium.
Potasio (K) Kalium
Mercurio (Hg) Higrurium
Fosforo (P) Phosphorus.
Azufre( S) Sulfur
Antimonio (Sb) Stribium
 Del griego:
 Hidrógeno (H): del griego ‘engendrador de agua’.
 Helio (He): de la atmósfera del Sol (el dios griego
Helios).
 Oxígeno (O): en griego ‘engendrador de óxidos’
(oxys).
 Cloro (Cl) del griego chloros (amarillo verdoso).
 Argón (Ar) del griego argos, ‘inactivo’
Clasificaciones:
 Jöns Jakob Berzelius (1820)
 Determino la primera clasificación por medio una
clasificación en orden alfabético de los elementos
descubiertos hasta ese momento, además de los
descubiertos por el, aunque no fue una clasificación
oficial se determino una clasificación no oficial en la
historia de las tablas periódicas.
 Johann Wolfang Döbereiner (1829)
 Científico Alemán, señalo la existencia de un conjunto de
elementos que tenían propiedades semejantes y, que el
peso del elemento de en medio es el promedio.
 Dimitri Mendeleev y Julios Lothar Meyer (1870)
 Establecen una periodicidad entre los elementos además de
asignarles un numero por lo que separan estos grupos en A
y B, generándose una clasificación mas completa, basada
en el peso atómico del elemento, de la tabla periódica
además de dejar espacios vacíos por los elementos que
hacía falta descubrir.
 Julios Thompson (1895):
Científico Danés estableció una clasificación ordenada
en 7 renglones, también llamados periodos y 18
columnas llamados grupos o familias. El periodo
determina el número del último nivel de energía
principal de los electrones que comienzan a llenar,
mientras que las familias son las propiedades químicas
similares que presentan los elementos.
 Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1913)
Científico ingles, determino la carga nuclear de los
átomos de los elementos y concluyo que los elementos se
debían ordenar con base a sus números atómicos o
cantidad de electrones y configuración electrónica de
estos, de ahí que trabajo con las ecuaciones de
Schrodinger y de De Broglie para determinar los posibles
subniveles atómicos así como sus niveles.
Niveles de energía
Enlaces químicos
 Enlace iónico:
 Transferencia de
electrones mediante
atracciones
electrostáticas.
 Enlace covalente:
 Se comparten los
electrones durante la
reacción química.
 Enlace covalente
coordinado:
 Ese tipo de enlace se forma
cuando los átomos
involucrados tienden a
recibir electrones. Los
pares electrónicos son
unidos debido al
compartimiento de sus
electrones, una vez que es
imposible a todos los
átomos ceder electrones o
recibirlos.
 Enlace metálico:
 Intercambio común de
electrones externos con
iones positivos,
sumergidos en una nube
de electrones móviles.
Estructura de Lewis
 Es una representación de puntos o círculos para
representar las estructuras atómicas. Es una manera
sencilla de representar los enlaces.
 Ejemplos de la estructura de Lewis:
Reacción química y su representación
 Reacción química. Es el proceso por medio del cual los átomos
de las sustancias.
 Ecuación química. La ecuación química es una representación
abreviada de una reacción química que indica la proporción
cuantitativa de las sustancias reaccionantes y de las sustancias
producidas.
 La ecuación química se puede escribir en dos formas: por medio
de palabras o con el empleo de números y símbolos.
 La reacción química entre el magnesio y el oxígeno se explica por
medio de palabras como sigue:
Magnesio + oxigeno - oxido de magnesio
Se lee: magnesio más oxigeno produce oxido de magnesio.
 Las sustancias que se escriben a la izquierda de la flecha se
llaman reaccionantes y constituyen el primer miembro de la
ecuación. Las sustancias escritas a la derecha de la flecha forman
el segundo miembro de la ecuación y son los productos de la
reacción.
 La ecuación expresada por medio de fórmulas se
establece como sigue:
Mg + O2 ---MgO
 Reacciones reversible e irreversible:
Las reacciones reversibles son las que sus productos
pueden reaccionar entre sí para constituir nuevamente
las sustancias que reaccionaron inicialmente.
Tipos de ecuaciones químicas
 Tipos de reacción química. Las reacciones
estudiadas elementalmente en química son de cuatro
tipos:
 Síntesis o combinación directa.
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 Sustitución simple.
 Sustitución doble.
Síntesis o combinación directa.
 Dos o más elementos o compuestos se combinan para formar un solo
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Descomposición
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 H2SO3 (compuesto) ---- H2O (compuesto) ---- SO2 (compuesto).
Sustitución simple
 Un elemento sustituye a otro y toma su lugar en la reacción
química.
 Zn + CuSO4 --- ZnSO4 + Cu
(el zinc sustituye al cobre).
 Fe + 2 HCI --- FeCI2 + H2
(el fierro sustituye al hidrogeno).
Sustitución doble
 Dos elementos o radicales compuestos se intercambian.
 HCI + NaOH -- NaCI + H2O
(el hidrogeno y el sodio intercambian lugares)
 AgNO3 + NaCI ---- NaNO3 + AgCI (la plata y el
sodio intercambian lugares).
Balanceo de ecuaciones químicas
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos
métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación
química cumpla con la ley de la conservación de la materia.
 El método de tanteo consiste en observar que cada
miembro de la ecuación se tengan los átomos en la
misma cantidad.
 Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes
a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los
subíndices.
 En una reacción si un elemento se oxida, también debe
existir un elemento que se reduce. Para balancear una
reacción por este método , se deben considerar los
siguiente pasos:
 1)Determinar los números de oxidación de los
diferentes compuestos que existen en la ecuación.
 2)Una vez determinados los números de oxidación , se
analiza elemento por elemento, comparando el primer
miembro de la ecuación con el segundo, para ver que
elemento químico cambia sus números de oxidación
 3) se comparan los números de los elementos que
variaron, en la escala de Oxido-reducción.
 4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene
numero de oxidación 0 , se multiplican los números
oxidados o reducidos por el subíndice del elemento
que tenga numero de oxidación 0
 5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el
numero del elemento que se oxido se pone al que se
reduce y viceversa.
Los números obtenidos finalmente se ponen como
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Química

  • 2. Generalidades de la estructura de los átomos  Teorías sobre la estructura del átomo.  Leucipo y Demócrito (400 a. de C.) de diminutas partículas que llamaron átomos.
  • 3.  Al mencionar a Tales de Mileto (800 a. de C.). Realizó experimentos el ámbar pedacitos de paja, y observó que se magnetizaban esos trozos de paja.
  • 4.  En el siglo XVII los investigadores que llamaron electricidad.
  • 5.  Benjamín Franklin, sabio americano que inventó al pararrayos, propuso llamar electricidad positiva.
  • 6.  William Crookes en 1878 observó algo curioso: cuando el electrodo negativo o cátodo del tubo emitía rayos, se provocaba un resplandor luminoso en la pared del vidrio. Estos rayos fueron llamados catódicos porque se pensó que rayos originados en cátodo.
  • 8.  En 1897, J.J Thompson, los rayos catódicos eran partículas con carga eléctrica negativa y les dio el nombre de electrones.
  • 9.  El físico alemán Roentgen descubrió los rayos X.
  • 10.  El francés Becquerel descubrió que el uranio y sus sales emiten radiaciones capaces de atravesar los cuerpos e impresionar una placa fotográfica como los rayos X.
  • 11.  Pierre Curie y María Curie, científicos franceses, aislaron el radio y el polonio que emiten con más intensidad las radiaciones descubiertas por Bequerel.
  • 12.  Bequerel comprobó que los rayos beta son partículas a los electrones descubiertos por Thompson, por tener la misma masa y carga eléctrica negativa.
  • 13.  El 1911 Rutherford con sus experimentos logró importantísimas conclusiones sobre la estructura del átomo.
  • 14.  Colocó una porción de radio en una cápsula de plomo y pudo observar que las partículas alfa se propagaban en línea recta porque sus golpes producían destellos en el mismo lugar de una pantalla fluorescente.  Interpuso entre la caja de plomo y la pantalla una hoja delgada de oro y observó entonces que los destellos también aparecían en otros lugares de la misma.
  • 15.  Investigaciones posteriores demostraron que el núcleo está constituido principalmente de partículas llamadas protones y neutrones.
  • 16.  James Chadwick, físico inglés, en 1932 descubrió el neutrón.
  • 17.  La carga positiva contenida por el núcleo es igual a la suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
  • 18.  Niels Bohr, físico danés, creyó que los electrones giran alrededor del núcleo como lo hacen los planetas con el Sol.
  • 19.  Según Bohr el electrón para mantenerse en una órbita dada, debe conservar durante su movimiento una energía constante y explicaba: ‘’Un electrón no disipa energía continuamente, sino que la emite por pausas o paquetes de energía (cuantos).
  • 20.  En tal virtud, en el modelo de átomo que presentó Bohr consideró lo siguiente:  1° los electrones, partículas eléctricamente negativas se mueven a lo largo de órbitas definidas por un determinado nivel energético.
  • 21.  2° un átomo no emiten ni absorbe energía mientras sus electrones se mantienen en sus respectivas órbitas llamadas estacionarias.
  • 22.  Si el átomo es excitado en alguna forma, un electrón puedes saltar a un nivel de mayor energía y absorber energía; al regresar a la órbita en que se encontraba emite energía.  El electrón no puede detenerse entre estos niveles.
  • 23.  Según el modelo atómico de Bohr, los electrones están distribuidos en capas o niveles energéticos, que se designan con los números: 1,2,3,4,5,6,7.  Estas orbitas también son asignados por las letras: K, L, M, N, O, P, Q.
  • 24. Repartición de electrones sobre los niveles de energía  Un número limitado de electrones puede encontrarse sobre un nivel de energía, para determinarlo se aplica una regla de saturación .
  • 25.  El número máximo de electrones sobre un nivel de energía, caracterizado por su número atómico cuántico, es igual a 2n
  • 26. Modulo atómico de Bohr Sommerfeld  En 1915 Arnold Sommerfeld, físico alemán, modificó el modelo de Bohr agregando órbitas elípticas y sugirió la subdivisión de las órbitas estacionarias en varias subcapas o subniveles de energía.
  • 27. Los subniveles electrónicos  Bohr consideró a los electrones distribuidos en varias capas y que solamente podría encontrarse en determinados y definidos niveles de energía.
  • 28. Los subniveles electrónicos  Las observaciones espectroscópicas condujeron a los investigadores a concebir la existencia de subcapas electrónicas o subniveles de energía.  Asignados con las letras: s,p,d,f.
  • 29. Representación de niveles y subniveles de energía
  • 30. Saturación de los subniveles de energía  Capacidad para cada subnivel de energía:
  • 31. Configuración electrónica de los elementos  Un subnivel está definido por tres términos; de izquierda a derecha se lee:  1° El número del nivel del cual el subnivel forma parte  2° La letra característica de este subnivel.  3° El número de electrones presentes sobre este subnivel (consultar la tabla respectiva).
  • 32. Orden y acomodo de los electrones en los subniveles de energía
  • 34. Concepto actual del átomo  Los modelo atómicos de Rutherford, Bohr y Sommerfeld se han modificado bastante.
  • 35.  Las teorías modernas de la mecánica ondulatoria, de la mecánica cuántica y de la relatividad de Einstein, establecen que un electrón puede encontrarse dentro de un espacio que rodea al núcleo sin que se pueda conocer simultáneamente su posición, trayectoria o velocidad dentro del átomo.
  • 36.  Por moverse con rapidez los electrones dentro de los átomos, pueden imaginarse como nubes electrónicas.
  • 37.  La nube electrónica de los átomos en unas regiones es más espesa y en otra muy tenue, y como el electrón puede encontrarse en cualquier sitio girando alrededor del núcleo.
  • 38. Números cuánticos  Para describir el espacio energético de manifestación probabilística de los electrones en la vecindad del núcleo, se emplean los números cuánticos: n, l, m, s.
  • 39. Números cuánticos  n, número cuántico principal. Indica el número de niveles de energía del átomo por medio de valores enteros y positivos: n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, y 7 que corresponden a las letras K, L, M, N, O, P, Q.
  • 40.  l, número cuántico secundario. Indica el número de subniveles posibles de cada nivel de energía. A los valores de l se le asignan los valores s,p,d,f, e indican la forma del orbital.  s= forma esférica.  p=forma de bolas  d= forma de lazos.  f= no puede describirse con claridad.
  • 41.  m, número cuántico magnético. Define las orientaciones de la nube de electrones u orbital en un campo magnético m=2l +1
  • 42.  s, cuarto número cuántico; se llama spin porque se refiere al giro del electrón sobre sí mismo.  Los valores que toma este número cuántico son + ½ - ½.
  • 44. Isótopos  Son átomos de un mismo elemento con diferente masas atómicas porque tienen distintos números de neutrones.
  • 47.
  • 48. Primeras clasificaciones  De acuerdo a sus características físicas, químicas. Por lo empezaron a ordenarlos, además de utilizar símbolos.
  • 49. Alquimia  Antecesora de la Química, donde su principal objetivo, era la transformación del plomo en oro, y la búsqueda de la piedra filosofal, o el elixir de la vida.
  • 50. Los nombres de los elementos:  Del latín : Sodio (Na) Natrium. Potasio (K) Kalium Mercurio (Hg) Higrurium Fosforo (P) Phosphorus. Azufre( S) Sulfur Antimonio (Sb) Stribium
  • 51.  Del griego:  Hidrógeno (H): del griego ‘engendrador de agua’.  Helio (He): de la atmósfera del Sol (el dios griego Helios).  Oxígeno (O): en griego ‘engendrador de óxidos’ (oxys).  Cloro (Cl) del griego chloros (amarillo verdoso).  Argón (Ar) del griego argos, ‘inactivo’
  • 52. Clasificaciones:  Jöns Jakob Berzelius (1820)  Determino la primera clasificación por medio una clasificación en orden alfabético de los elementos descubiertos hasta ese momento, además de los descubiertos por el, aunque no fue una clasificación oficial se determino una clasificación no oficial en la historia de las tablas periódicas.
  • 53.  Johann Wolfang Döbereiner (1829)  Científico Alemán, señalo la existencia de un conjunto de elementos que tenían propiedades semejantes y, que el peso del elemento de en medio es el promedio.  Dimitri Mendeleev y Julios Lothar Meyer (1870)  Establecen una periodicidad entre los elementos además de asignarles un numero por lo que separan estos grupos en A y B, generándose una clasificación mas completa, basada en el peso atómico del elemento, de la tabla periódica además de dejar espacios vacíos por los elementos que hacía falta descubrir.
  • 54.
  • 55.  Julios Thompson (1895): Científico Danés estableció una clasificación ordenada en 7 renglones, también llamados periodos y 18 columnas llamados grupos o familias. El periodo determina el número del último nivel de energía principal de los electrones que comienzan a llenar, mientras que las familias son las propiedades químicas similares que presentan los elementos.
  • 56.  Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1913) Científico ingles, determino la carga nuclear de los átomos de los elementos y concluyo que los elementos se debían ordenar con base a sus números atómicos o cantidad de electrones y configuración electrónica de estos, de ahí que trabajo con las ecuaciones de Schrodinger y de De Broglie para determinar los posibles subniveles atómicos así como sus niveles.
  • 58.
  • 59. Enlaces químicos  Enlace iónico:  Transferencia de electrones mediante atracciones electrostáticas.
  • 60.  Enlace covalente:  Se comparten los electrones durante la reacción química.
  • 61.  Enlace covalente coordinado:  Ese tipo de enlace se forma cuando los átomos involucrados tienden a recibir electrones. Los pares electrónicos son unidos debido al compartimiento de sus electrones, una vez que es imposible a todos los átomos ceder electrones o recibirlos.
  • 62.  Enlace metálico:  Intercambio común de electrones externos con iones positivos, sumergidos en una nube de electrones móviles.
  • 63. Estructura de Lewis  Es una representación de puntos o círculos para representar las estructuras atómicas. Es una manera sencilla de representar los enlaces.
  • 64.  Ejemplos de la estructura de Lewis:
  • 65. Reacción química y su representación  Reacción química. Es el proceso por medio del cual los átomos de las sustancias.  Ecuación química. La ecuación química es una representación abreviada de una reacción química que indica la proporción cuantitativa de las sustancias reaccionantes y de las sustancias producidas.  La ecuación química se puede escribir en dos formas: por medio de palabras o con el empleo de números y símbolos.  La reacción química entre el magnesio y el oxígeno se explica por medio de palabras como sigue: Magnesio + oxigeno - oxido de magnesio Se lee: magnesio más oxigeno produce oxido de magnesio.  Las sustancias que se escriben a la izquierda de la flecha se llaman reaccionantes y constituyen el primer miembro de la ecuación. Las sustancias escritas a la derecha de la flecha forman el segundo miembro de la ecuación y son los productos de la reacción.
  • 66.  La ecuación expresada por medio de fórmulas se establece como sigue: Mg + O2 ---MgO  Reacciones reversible e irreversible: Las reacciones reversibles son las que sus productos pueden reaccionar entre sí para constituir nuevamente las sustancias que reaccionaron inicialmente.
  • 67. Tipos de ecuaciones químicas  Tipos de reacción química. Las reacciones estudiadas elementalmente en química son de cuatro tipos:  Síntesis o combinación directa.  Descomposición.  Sustitución simple.  Sustitución doble.
  • 68. Síntesis o combinación directa.  Dos o más elementos o compuestos se combinan para formar un solo compuesto.  2 Hg (elemento) + O2 (elemento) ---- 2HgO (compuesto)  H2O (elemento) + NH3(elemento) --- NH4OH (compuesto)
  • 69. Descomposición  Un compuesto se separa en dos o más elementos o compuestos.  2H2O (compuesto) ---- 2H2 (elemento) ------ O2 (elemento).  H2SO3 (compuesto) ---- H2O (compuesto) ---- SO2 (compuesto).
  • 70. Sustitución simple  Un elemento sustituye a otro y toma su lugar en la reacción química.  Zn + CuSO4 --- ZnSO4 + Cu (el zinc sustituye al cobre).  Fe + 2 HCI --- FeCI2 + H2 (el fierro sustituye al hidrogeno).
  • 71. Sustitución doble  Dos elementos o radicales compuestos se intercambian.  HCI + NaOH -- NaCI + H2O (el hidrogeno y el sodio intercambian lugares)  AgNO3 + NaCI ---- NaNO3 + AgCI (la plata y el sodio intercambian lugares).
  • 72. Balanceo de ecuaciones químicas Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.
  • 73.  El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad.  Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.
  • 74.  En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos:  1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.  2)Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación
  • 75.  3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción.  4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0  5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa. Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo