Balanceo de ecuaciones

En el balanceo de ecuaciones hay 3 métodos para hacerlo

• Método por tanteo.
• Método redox (oxidación-reducción).
• Método algebraico.

En este caso solo usaremos los 2 primeros métodos por tanteo y redox

Método por tanteo.-

Este método es útil para balancear ecuaciones sencillas y consiste en hacer equivaler ambos lados de la ecuación mediante el uso de coeficientes; osea. convertir las flechas en igualdad, lo que implicara que tengamos el mismo numero de átomos en cada elemento de ambos lado de la ecuación.

Ejemplo:

NaOH + H2SO4  →  Na2SO4 + H2O

                    1  = Na = 2

                    5  = O =   5

                    3  = H =   2

                    1  = S =   1

Si analizas la ecuación te darás cuenta que no esta balanceada, ya que,  no tiene las mismas cantidades, por lo tanto debemos empezar a utilizar coeficientes para aumentar la cantidad de moléculas a uno u otro lado de la ecuación.

2NaOH + H2SO4  →  Na2SO4 + H2O

                    2  = Na = 2

                    6  = O =   5

                    4  = H =   2

                    1  = S =   1

Con esta acción observamos que la ecuación sigue sin balancearse, por lo cual continuamos con el Oxigeno, donde entran 6 átomos como reactivo y salen 5 como producto; por lo que, si aumentamos a alas 2 moléculas de agua, la cuenta quedara así.

    2NaOH + H2SO4  →  Na2SO4 +2 H2O

                    2  = Na = 2

                    6  = O =   6

                    4  = H =   4

                    1  = S =   1

Aquí ya vemos que la igualdad se logro, la cantidad de átomos de cada lado es la misma, de esa manera podemos afirmar que la ecuación fue balanceada con éxito.



Método Redox (oxidación-reducción).-
El método de balanceo de ecuaciones por el número de oxidación es el más utilizado para balancear ecuaciones moleculares.

1.  Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor

2.  Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce.  Esto puede ser indicado de la siguiente forma:

3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe multiplicarse por 2.

4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.

5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:

6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:

7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua:

8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más pequeños:

Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes definiciones:

Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce.

Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida.

Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida.

Electrones transferidos: En todo proceso redox el número de electrones transferidos es igual al número de electrones perdidos en la oxidación e igual al número de electrones ganados en la reducción.

e- transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción

e- transferidos = 4e- = 4e-

Los electrones perdidos en la oxidación son 4 porque son dos oxígenos que pierden 2 electrones cada uno.

Los electrones ganados en la reducción también son 4 porque son 4 hidrógenos que ganan un electrón cada uno.