8. Cambio Químico Flores

7/26/2019 8. Cambio Químico Flores

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El hombre vive rodeado de muchos cambios químicos, algunos independientes de

su voluntad, como son, la fotosíntesis, la corrosión del hierro y el acero, la descom-

posición de alimentos, las reacciones bioquímicas, etc.; muchos otros cambios son

provocados por él mismo para vivir en mejores condiciones, como la combustión de

los derivados del petróleo, la preparación de fertilizantes, separación de metales de

los minerales que los contienen, etcétera.

Desde los albores de la historia, el hombre ha querido entender la naturaleza

de los cambios químicos para poder sujetarlos a su voluntad. Conforme logró el co-

nocimiento de las fórmulas, de las leyes que rigen las combinaciones y del mecanis-

mo que siguen los cambios, la química ha permitido que la humanidad disfrute de

innumerables ventajas materiales, aunque a veces vayan acompañadas de un dete-

rioro ecológico, que suele ser consecuencia de un uso inadecuado de los cambios

químicos.

Las reacciones químicas comprenden interacciones entre moléculas, átomos y

iones, las cuales producen nuevas moléculas, átomos y iones. Cuando se mezclan

ciertas substancias, ocurren reacciones en las que los átomos se rearreglan para for-

mar nuevas substancias.

Aunque el número de reacciones químicas que maneja el hombre es muy gran-

de, comprenderlas es sencillo, puesto que pueden clasificarse en dos tipos principa-

les: reaccionesde metátesis y reacciones

óxido reducción.Estas últimas, se dividen,

a su vez, en

reaccionesde combinación reacciones

substitución reaccionesde des-

composición

reacciones redox en medio acuoso.

Con excepción de algunas reacciones muy complejas, que requieren un mayor

conocimiento de las propiedades químicas de las substancias para comprenderlas

es fácil saber lo que va a ocurrir en una reacción si se conocen los reactivos o si se

entiende el mecanismo de la reacción.

Las reacciones suelen representarse mediante ecuaciones químicas, las cuales

muestran las fórmulas de las substancias que intervienen en el cambio. En la ecua-

ción, las substancias que se combinan entre sí y, por lo tanto, se transforman los

reactivos , se escriben a la izquierda. Las substancias que se forman y, por lo tanto,

producen productos , se escriben a la derecha. Los reactivos y productos se sepa-

ran, en la mayoría de los casos, por un flecha que simboliza el cambio químico.

Para que una ecuación química sea correcta es necesario que esté balanceada,

que contenga el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la

C M IO QUIMICO

PITULO



1. Los gases nobles tienen moléculas monoatómicas:

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

2. Los elementos gaseosos tienen moléculas diatómicas:

H

2

O

2

N

2

C1

2

etcétera

3. El bromo y el yodo tienen moléculas diatómicas:

Br2

Cómo escribir las fórmulas de los elementos en u ecuación química

ECUACION QUIMICA MOLECULAR

Una reacción química es un proceso mediante el cual, una o varias substancias

iniciales llamadas

reactivos

se transforman en una o varias substancias finales, lla

madas productos La combinación de oxígeno e hidrógeno para formar agua es una

reacción química en la que el oxígeno y el hidrógeno son los reactivos y el agua el

producto. El hombre vive en contacto con innumerables reacciones químicas, unas

son independientes de su voluntad, como las reacciones naturales y las otras son

provocadas por él para tener una vida más satisfactoria y completa.

Entre las reacciones naturales importantes para el ser humano están lo foto

síntesis que transforma el dióxido de carbono, el agua y la energía solar en carbohi

dratos y oxígeno y la reacción inversa a la anterior, la oxidación lenta de los

cabohidratos en el cuerpo humano, este proceso provee al hombre de la energía ne

cesaria para sus necesidades cotidianas.

Entre las reacciones que el hombre provoca, para favorecer su calidad de vida,

están la combustión del petróleo, la preparación de fertilizantes, la reducción de la

plata en las películas fotográficas, la reacción entre dióxido de manganeso, cloruro

de amonio y cinc en la pila seca,

fabricación de plásticos, etcétera.

Otras reacciones le producen problemas, por ejemplo la descomposición de ali

mentos, la corrosión de los objetos de hierro y acero, la formación de óxidos de azu

fre en la atmósfera.

Todos los cambios citados y otros miles de procesos que maneja el hombre,

son una consecuencia de las propiedades químicas de las substancias y dependen

de su estructura y de los enlaces que existen en las moléculas. Es importante saber

por qué y cómo ocurren, tanto para provocar las reacciones que permiten una vida

más fácil y agradable, como para evitar los cambios químicos que resultan negati

vos para la salud y la economía humanas.

REACCION QUIMICA

flecha. Para balancear ecuaciones se siguen diferentes procedimientos, entre los más

importantes se encuentran el balanceo por inspección y el balanceo por ion-electrón.

Una ecuación química balanceada proporciona mucha información a quien la

lee; indica no sólo cuáles son los reactivos y productos comprometidos sino también

las relaciones moleculares, las relaciones molares y las relaciones de masas entre las

substancias involucradas en el cambio químico.

QUIMICA



Una ecuación química balanceada proporciona mucha más información de lo

que aparece a simple vista. Lo primero que indica es cuántas moléculas se requieren

para que se lleve a cabo una reacción. Sin embargo, como se sabe, un mol de una

substancia contiene el mismo número de molélculas que un mol de otra substancia,

por lo tanto, la ecuación indica también el número de moles de cada una de las subs-

tancias que participan en la reacción. Si se conoce el número de moles, se puede

calcular la masa de cada una de estas substancias.

2. La ecuación aún no está balanceada porque en el miembro del producto hay

cuatro átomos de H y en el de los reactivos sólo aparecen dos. Si se antepo-

ne un 2 al H

2,

la ecuación queda balanceada:

En el miembro de la izquierda hay dos átomos de oxígeno; para que en el

de la derecha aparezcan los dos mismos átomos, será necesario tener dos

moléculas de agua, lo que se indica mediante el coeficiente 2 que se antepo-

ne a la fórmula de dicha molécula 2 H

ü

Como este coeficiente multiplica

las cantidades de toda la fórmula, 2 H2

ü

quiere decir que hay dos molécu-

las completas de agua, es decir, cuatro átomos de H y dos de O.

Sin embargo, la ecuación anterior no es correcta, porque no está balanceada,

puesto que debe tener el mismo número de átomos de cada elemento en cada uno

de sus miembros.

El balanceo de las ecuaciones es una consecuencia de la ley de la conservación

de la masa.

Para balancear la ecuación anterior se deben seguir los siguientes pasos:

Ejemplo

La ecuación química es una forma abreviada de expresar una reacción utilizan-

do las fórmulas de las substancias que intervienen en el cambio. En la ecuación, las

substancias que se combinan entre sí y, por lo tanto, se transforman los reactivos),

se escriben a la izquierda. Las substancias que se forman y, por lo tanto, aparecen

los productos), se escriben a la derecha. Los reactivos y los productos se separan

por una sola flecha

-+ ,

por un signo igual =), o mediante una doble flecha ~), se-

gún las condiciones de reacción. Se utiliza un signo más +) para separar cada reac-

tivo o producto.

4. Los elementos metálicos se representan con un átomo:

Na, Fe, Al, K, Cu, etcétera

5

El carbono y el azufre se representan con un átomo:

C, S

6. El fósforo tiene molécula tetratómica:

P

CAMBIO QUIMICO 229



f : :

Se requieren 4 g de hidrógeno

y

32 de oxígeno para que se formen 36 de agua.

Algunas veces, para dar énfasis a ciertas características de la reacción, apare-

cen en la ecuación química determinados símbolos adicionales a las fórmulas

y

a los

coeficientes numéricos. Entre estos símbolos se pueden citar los siguientes:

a Después de la correspondiente fórmula, se colocan entre paréntesis algu-

nas letras que indican el estado físico de las substancias; por ejemplo,

li-

quido 1 ), sólido s , gaseoso g .

2 H2 g) 02 g)

2 H20 I)

b El símbolo que indica la disolución de reactivos o productos en agua, se

coloca después de la fórmula de la substancia disuelta aq .

Así, NaCl aq significa cloruro de sodio disuelto en agua.

c Los que indican la necesidad de otras substancias como catalizadores o de

calor para que se produzca la reacción: se colocan arriba de la flecha; el ca-

talizador con su fórmula o el calor con el signo f : :

2X2g=4g

2 X 16 g = 32 g

2 X 18

g

36

g

a Relaciones moleculares. S~necesitan dos moléculas de hidrógeno

y

una de

oxígeno para que se formen dos de agua.

b relaciones molares. Dos moles de hidrógeno requieren un mol de oxígeno

para formar dos moles de agua.

Relaciones de masas:

2 H2

2 H20

proporciona la siguiente información:

Así, la ecuación

FIGURA 8 1. Una ecuación química muestra los números proporcionales de moléculas que toman parte en

una reacción.

230

QUtMICA

~

+

•

te ~

2 moléculas de hidrógeno

más 1 molécula de oxígeno

producen

2 moléculas de agua

~8Cbd cP

~ e ~ _

B~

~gJ

fé~~~

~,~

jQ > ~e

Q eI .

· · ~ ~

ICO~dJQ

.,-

2 docenas de moléculas

más

1 docena de moléculas producen

de hidrógeno

de oxígeno

2 docenas de moléculas

de agua

b

q q,

~

2 moles de moléculas más Un mol de moléculas producen 2 moles de moléculas

de hidrógeno

de oxígeno

de agua



AgC~s)

+

HN0

3

aq)

AgCl s) H+ NO

AgC~s)

AgN0

3

aq)

HCl aq)

Ag+

i

H+ Cl

Ag

Cl-

Molecular

Iónica total

Iónica neta

Al escribir una ecuación iónica total, suele ocurrir que iones iguales aparezcan

a ambos lados de la flecha, como reactivos y productos, lo que indica que no han

sufrido un cambio químico real. En la ecuación iónica neta se indican sólo los iones

que han reaccionado químicamente y no se escriben los iones que se repiten en am

bos miembros.

En el ejemplo siguiente se presenta la ecuación con tres distintas ecuaciones:

una molecular, una iónica total y una iónica neta.

Ecuación iónica neta

en forma iónica es

2 H+

8042-

6 AP+ 9 8042-

n forma iónica es

Las substancias indicadas al principio: ácidos y bases fuertes y sus respec

tivas sales, se indican por la fórmula de los iones que forman el compuesto.

2. Por el contrario, los ácidos y bases no comprendidos en el grupo anterior

se ionizan en mínima proporción, por lo cual se escriben en forma molecular.

3 Las substancias insolubles en agua véanse reglas de solubilidad, cap. 7 o

ligeramente solubles, se representan por la fórmula molecular del compuesto

seguida del símbolo s).

4. Los gases insolubles o ligeramente solubles, como H

2

O

2

N

2

se represen

tan por la fórmula molecular seguida del símbolo g).

5. El agua se representa H20 l)

6. Al escribir la fórmula de los iones se emplea el subíndice sólo para expre

sar los iones poliatómicos. El número de iones se indica con un coeficiente.

Ejemplo:

2804

3 A 2 804

Para escribir una ecuación iónica se siguen las siguientes reglas:

queda representada como ecuación iónica, de la siguiente manera [como las ecua

ciones iónicas se producen en solución acuosa, al escribirlas se suele prescindir del

símbolo aq)]:

H+

Cl-

Na+

OH-

HCI aq)

NaOH aq)

Muchas reacciones químicas importantes ocurren cuando los reactivos y pro

ductos están disueltos en agua. Cuando esto sucede, las substancias iónicas como

las sales y los hidróxidos de sodio, potasio, calcio y bario, y algunas substancias co

valentes, como los ácidos fuertes, H

2

80

4

HCl, HN0

3

y HCI0

4

no existen en for

ma molecular, sino como iones, por lo que al escribir una ecuación en-la que aparezcan,

se suelen representar en dicha forma, la que incluye la fórmula del ion y su carga.

Por ejemplo, la ecuación molecular:

Ecuación iónica total

RE IONES EN SOLU ION UOS

CAMBIO QUIMICO 231



cloruro de potasio s)

+

oxígeno g)

estaño s)

+

monóxido

5. Escriba las ecuaciones químicas moleculares que representan los siguien-

tes cambios: chispa

a) carbono g) + oxígeno g) dióxido de carbono g)

b) nitrato de plata aq) + ácido sulfhídrico aq) sulfuro de plata

s)

+

ácido nítrico aq)

c) óxido de estaño IV) s)

+

carbono s)

de carbono g)

d) estaño s)+ ácido fosfórico aq) hidrógeno g)+ fosfato de estaño

U

s

e) clorato de potasio s)

4. ¿Qué es una ecuación química?

2. Cite tres ejemplos de reacciones naturales.

3. Cite tres ejemplos de reacciones provocadas por el hombre.

1. ¿Qué es una reacción química?

J R I IOS

d) Al reaccionar soluciones acuosas de hidróxido de sodio y ácido sulfúrico

se forman sulfato de sodio yagua.

ECUACION IONICA NETA

PbI s)

+

2K+

+

2N03

e) Al mezclar solucionesacuosas de nitrato de plomo U)y yoduro de potasio

se forma un precipitado insoluble de yoduro de plomo U)y, además, nitra

to de potasio en solución:

Pb2+ + 2N03 - + 2K+ 21-

ECUACION IONICA TOTAL

2KCl s)+

g

KCI03

a) El nitrógeno se combina con hidrógeno para formar amoníaco:

N

2 g

+ 3 H

2 g

2NH

3 g

b) Al calentar clorato de potasio en presencia de dióxidode manganeso como

catalizador se forman cloruro de potasio y oxígeno:

ECUACIONES MOLECULARES

Los siguientes ejemplosindican la representación de reaccionesmediante ecua

ciones químicas.

232 QUIMICA



El estudio de la química requiere el manejo de muchas reacciones que aparen

temente es difícil aprenderlas. Sin embargo, no es así; por lo contrario, es muy fácil,

ya que hay unas reglas sencillas para conocer los productos que se forman a partir

de determinados reactivos.

Las reacciones químicas pueden clasificarse en dos tipos principales: de metá-

tesis y de óxido reducción Estas últimas se dividen a su vez en reacciones de com-

binación o síntesis , de sustitución o desplazamiento , de descomposición y redox

en medio acuoso. Con excepción de estas dos últimas, que requieren mayor conoci

miento de las propiedades químicas de las substancias para completarlas, los otros

tres tipos de reacciones metátesis, combinación y sustitución se verifican siempre

con el mismo mecanismo, por lo que, una vez que se ha determinado a qué tipo per

tenece una reacción, se puede predecir cuáles productos van a formarse a partir de

ciertos reactivos.

De la misma manera, si se conocen las fórmulas de reactivos y productos se

pueden escribir ecuaciones completas.

COMO COMPLETAR ECUACIONES QUIMICAS:

TIPOS DE REACCIONES

bromuro de alumi-

hidrógeno g sulfato de hie-

cloruro de plata

8. Escriba las ecuaciones iónicas netas que representan los siguientes cambios:

a ácido perclórico aq hidróxido de bario aq -+ perclorato de ba-

rio aq agua 1

b nitrato de plata aq cloruro de sodio aq

s nitrato de sodio aq

c hierro s ácido sulfúrico aq

rro

L l

aq

d aluminio s bromuro de níquel H] aq

nio aq níquel s

7

Escriba las ecuaciones químicas iónicas que representan los siguientes

cambios:

a cloruro de bario aq carbonato de amonio aq -+ carbonato de

bario s cloruro de amonio aq

b zinc s ácido clorhídrico aq -+ hidrógeno g cloruro de zinc

aq

c fosfato de sodio aq cloruro de hierro Hl aq - fosfato de

hierro

lII

s cloruro de sodio aq

d sulfito de potasio aq ácido nítrico aq -+ ácido sulfuroso aq

nitrato de potasio aq

6. En la siguiente ecuación química balanceada, encuentre las relaciones que

se preguntan:

2K s 2H 0 l -+ 2KOH aq H s

¿Cuántas moléculas de hidrógeno se representan?

¿Cuántas moles de potasio aparecen?

¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio se forman?

CAMBIO QUIMICO 33



AgCl s)

l Ag+

cuación iónica neta

AgCI s) NaN03 s)

aCI aq)

AgN03 aq)

cuación molecular

a) Formación de un precipitado

Todos los iones se repiten de ambos lados, lo que demuestra que ninguno su

frió cambio químico; por lo tanto, no hay reacción.

Por esa razón, las reacciones de metátesis en solución acuosa sólo ocurren cuan

do se forma un precipitado, un gas insoluble o una substancia poco ionizada como

el agua.

Los dos primeros casos se ejemplifican con las siguientes ecuaciones:

Ecuación molecular

NaCI aq) NH4N03 aq)

Ecuación iónica neta

Na+

Cl NH4+

N0

3-

e cciones de metátesis en solución cuos

La mayoría de las reacciones de metátesis que provoca el hombre se realizan

en solución acuosa, principalmente porque al estar disociados los iones, la reacción

ocurre a gran velocidad.

Si en una reacción de metátesis intervienen únicamente iones, la reacción en

realidad no se realiza, lo que puede demostrarse con una ecuación iónica neta:

Reacciones parecidas a las anteriores suelen ser utilizadas para preparar mu

chos ácidos, con puntos de ebullición menores que el del ácido sulfúrico.

CaS04 S)

2HF g)

Na2S04 s)

2HN03 g)

CaF2 s)

H2S04

l

2NaN03 s)

H2S04 l

e cciones de metátesis en usenci de gu

Aunque de manera poco frecuente, una reacción de metátesis puede ocurrir en

ausencia de agua. Generalmente los reactivos se calientan antes de la reacción y al

guno de los productos suele ser gaseoso. Como ejemplo de este tipo son:

Las reacciones de metátesis se denominan también de doble sustitución o de

doble descomposición.

Reacciones de metátesis doble substitución)

La palabra metátesis significa cambio de estado, substancia o forma. En las

reacciones de metátesis hay dos compuestos que participan en una reacción, en la

que el ion positivo catión) de un compuesto se intercambia con el ion negativo anión)

de otro compuesto. Este tipo de reacción se representa con la siguiente ecuación

general:

34 QUIMICA

AY

BX

X BY



Reaccionesde óxido-reducción

El número de oxidaciónde un elemento indica su capacidad de combinación.

Unelementosin combinar tieneun númerodeoxidacióncerocuandoapareceenuna

ecuaciónquímica y tiene un númerodeoxidaciónpositivo onegativo cuando apare

ce combinadoen la ecuación.Las reglas para calcular los números de oxidaciónde

los elementos se indican en el capítulo 6.

Una reacción de óxido-reduccióntiene lugar cuando los átomos que intervie

nen en un cambioquímicomuestran una modificaciónen sus números de oxidación;

uno o varios tienen una disminución son los que se reducen otro u otros tienen un

aumento son los que se oxidan.

En una época eltérmino oxidaciónfueaplicadoa reaccionesen las que las subs

tancias se combinaban con oxígeno y la reducción se definiócomo la eliminación

del oxigenodeuna substancia que locontenía. Actualmente ambos términos se de

finen sobre la base del cambio del número de oxidación.

La oxidaciónsedefinecomoun cambioquímicoen elque una substancia pier

de electrones y uno o más elementos de ella aumentan su número de oxidación.La

reducciónes una transformación químicaen la que una substancia gana electrones

y uno o más de sus elementos reduce su número de oxidación.En una reacción da

da

siempreque una substancia se oxida pierdeelectronesen favor de otra substan

cia que al mismo tiempo resulta reducida por lo tanto la oxidación siempre va

acompañada de una reducción.

En una reacciónde óxido-reducción a substancia oxidada se denomina

agente

reductor o reductor y la substancia reducida se designa comoagente oxidante o

simplementeoxidante.

De acuerdo conesto hay

óxido reducción

en la reacciónentre el azufrey eloxí

geno para formar dióxido de azufre.

Si la reacción tiene lugar entre un ácidoy una base fuertes disueltos en agua

la reacción iónica neta en todos los casos es:

N aCl aq H20 l

ZnCI

aq H 0 l

Na2C03 aq H20 l

a HC1 a q N aOH aq

b 2HCl aq zeo.,

c CO2 g 2NaOH a q

eacciones de neutralización

areacciónde neutralizaciónes un caso especial muy importante de las reac

cionesde metátesis en soluciónacuosa.En una reacciónde neutralización un ácido

o un óxido no metálico reaccionan con una base o un óxido metálico y el agua es

uno de los productos formados.

Los siguientes ejemplos muestran reacciones de neutralización escritas como

ecuaciones moleculares

2H+ S2-

cuación iónica neta

Ecuación molecular

b Formación de un gas

CAMBIO QUIMICO 235



Z

Z

eacciones de descomposición

En las reacciones de descomposición, una substancia sufre un cambio para trans

formarse en dos o más substancias. La substancia que se descompone siempre es

un compuesto y los productos pueden ser elementos o compuestos. Con frecuencia

se necesita aplicar calor para lograr este proceso; la reacción se representa mediante

la siguiente ecuación general:

2S0

3

g

compuesto no metálico con

mayor número de oxidación

CI

2 g

+ 2 FeC1

2 aq -

2FeCI

3 aq

5. no metal

+

compuesto no metálico -

compuesto metálico con mayor

número de oxidación

1. metal

+

oxígeno - óxído metálico

Mg s + 02 g - 2MgO s

2. no metal

+

oxígeno - óxido no metálico

C s + 02 g - CO2 g

3. metal + no metal - sal

2Na s

+

CI g - 2NaCl s

4. no metal

+

compuesto metálico

Las reacciones de combinación por lo general se representan con ecuaciones

moleculares, como lo indican los siguientes ejemplos:

donde A

y

Z son elementos o compuestos.

Z Z

eacciones de combinación

o

síntesis

En las reacciones de combinación, dos o más substancias elementos o com

puestos reaccionan para producir únicamente otra substancia. Las reacciones de

combin ción

se denominan también reacciones de síntesis La ecuación general de

estas reacciones es:

El azufre número de oxidación cero se convierte en dióxido de azufre, com

puesto en el que adquiere un número de oxidación de 4+. Su número de oxidación

aumenta, es reductor, se oxida y pierde electrones.

El oxígeno número de oxídación cero también se convierte en dióxído de azu

fre, compuesto en el que adquiere un número de oxídación de

2

Su número de

oxidación disminuye, es oxidante, se reduce y gana electrones.

El número de electrones perdidos y ganados en una reacción de óxido-reducción

es siempre el mismo. Aquí el azufre ha perdido cuatro electrones y cada uno de los

dos atómos de oxígeno ha ganado dos electrones, en total, cuatro. El número de elec

trones perdidos o ganados por cada átomo es igual a la diferencia algebraica entre

los números de oxídación que tiene el elemento, antes y después de la reacción.

236 QUIMICA



Z

X

Z

2. Un no metal substituye a un ion no metálico en su sal

Z Z

1. Un metal desplaza a un ion metálico en su sal o a un ion hidrógeno en un

ácido:

Reacciones de substitución La serie electromotriz

En las reacciones de substitución, un elemento reacciona substituyendo o reem

plazando a otro dentro de un compuesto. Las reacciones de substitución se llaman

también de substitución simple o reacciones de desplazamiento Este tipo de reac

ción se representa mediante las dos ecuaciones generales siguientes:

Esta reacción la presenta el azúcar cuando se calienta para formar ca

ramelo café o un sólido negro carbono .

3. Algunos compuestos sometidos al calor se descomponen, perdiendo agua.

: c

C12H22011 S -

2Na s C12 g

NaCl s

lectricidad

2. Algunas sales metálicas también se descomponen por electrólisis.

electricidad

c la electrólisis descompone el agua si ésta contiene una traza de un com

puesto iónico.

b nitratos y cloratos de los metales alcalinos, los nitratos forman nitritos,

los cloratos pierden todo su oxígeno.

: c

2KN0

3

s - 2KN02 s 02 g

: c

2KCI0

3 --

2KCl

O2

: c

2HgO s -

1. Algunos compuestos se descomponen para formar oxígeno:

a óxidos de los metales de baja reactividad Ag, Hg y Au

donde A y Z son elementos o compuestos. En general, la predicción de los productos

de una ecuación de descomposición requiere el conocimiento de las propiedades del

reactivo.

Las reacciones de descomposición por lo general se representan con ecuacio

nes moleculares, como las siguientes:

CAMBIO QUIMICO 37



2Cr OHlals¡

+

3NaCIO aq)

+

Na2C03 aq)

+ 2C02 g

2MnS04 aq)

+

5Na2S04 aq)

+

j mplos

2KMn04 aq)

+

10 NaCI aq)

+

8H2S04 aq)

K2S04 aq)+ 8H20 l)+ 5CI2 g

eacciones de óxido reducción en medio acuoso

Las reacciones clasificadas en este tipo son más complejas que las vistas ante

riormente. Se caracterizan por tener varios compuestos como reactivos o produc

tos, en lugar de los dos que tienen por lo general las reacciones anteriores. No se

pueden dar generalizaciones para completarlas, como se hizo en los casos ya cita

dos; sin embargo, son numerosas e importantes, por lo que es necesario conocer al

gunas de ellas. Aunque se representan con ecuaciones iónicas, y así se escribirán

posteriormente, en este primer análisis se presentarán como ecuaciones molecula

res algunas reacciones redox.

2NaCl aq)

+

Br2 aq)

I2

g

+ 2NaBr aq)

Sólo los metales muy activos, de la parte superior de la serie, presen

tan la sustitución anterior.

En el segundo caso, la susti tución depende de los dos no metales par

ticipantes, X y Z. Existe una serie semejante a la serie electromotriz para

los halógenos F 2, C12, Br2 12,El halógeno colocado a la izquierda sustitu

ye a los que se encuentren a la derecha.

2KOH aq)+ H2

g

3. El ion hidrógeno también puede ser desplazado del agua:

SnCI

2

aq)

+

H

2

g

Sn

2+ +

H

2

g

b) Sn s)

+

2HC1 aq)

Sn s)+ 2Hl+

FeS04 aq)

CU s)) Fe s)

+

CUS04 aq)

En el primer caso, la substitución depende de los dos metales particu

lares, es decir, A y B. Se ha logrado acomodar los metales en una serie lla

mada electromotriz, de tal modo que cada elemento de la misma desplazará

de una solución acuosa de su sal, a cualquiera de los que le siguen. Aunque

el hidrógeno no es un metal se le incluye en esta serie ver tabla 15-5).

Las reacciones de substitución de este tipo se escriben con ecuacio

nes moleculares y con ecuaciones iónicas. Para metales que tienen varios

números de oxidación, se forma la sal con el ion que posee el número más

bajo. Las siguientes ecuaciones ejemplifican este tipo de reacción.

238 QUIMICA



CAMBIO QUIMICO 39

KCI0

3

si

Reacciones de substitución.

Completar

y

balancear

s

ecuaciones

Zn s NiCI2 aq

Cd s H2S0 il

N8 s H20 l

electricidad

Reacciones de descomposición.

Completar las ecuaciones

HgO si

.6.

C8 s 02 gi

C SI

Cl

2

gi

K si

Reacciones de combinación.


c iónicas netas

Ag

CI-

H+ OH-

Sr CO~-

b iónicas totales

Hg 2CI-

2H S2- ~

Mg2+

SO

2Na+

20H- ~

Sr2+

2CI-

2K+

CO~- ~

a2S03 aqi

HCl1aqi

KCl1aq AgN031aq

Reacciones de metátesis en solución acuosa.


a moleculares

9. Ecuaciones químicas para completar.

a Ecuaciones de metátesis sin agua.

FeSls H2S0 il ~

Ca N03 2

H2S0

4 ~

J R I IOS



Elegir el compuesto que contiene el mayor número de átomos de un elemen

to, ya sea un reactivo o un producto. Por regla general ese elemento no debe ser

hidrógeno ni oxígeno ni presentarse en forma de un ion poliatómico. Balancear o

igualar el número de átomos de este compuesto con el correspondiente del otro lado

de la ecuación, colocando un coeficiente que preceda a la fórmula del elemento o del

compuesto. El coeficiente multiplica a todos los átomos de la fórmula. Si no se colo

ca ningún número delante de la fórmula se supondrá que es

2. Balancear los iones poliatómicos que permanecen iguales a ambos lados de

la ecuación. Estos iones se balancean como una sola unidad. En algunos casos debe

rá modificarse el coeficiente que se había escrito delante del compuesto, como se

indicó en el punto anterior, con el objeto de balancear el ion poliatómico. Si esto su

cede, recuérdese que debe ajustarse el coeficiente del otro lado de la ecuación.

3. Balancear los átomos de hidrógeno y luego los de oxígeno. Si aparecen como

parte del ion poliatómico, ya se habrán balanceado, de modo que no es necesario

volver a hacerlo.

4. Verificar todos los coeficientes para comprobar que sean números enteros

y que estén en la menor proporción posible; por ejemplo, si los coeficientes son 6,

9, 3 y 12, pueden reducirse dividiendo entre 3, para obtener la relación más baja

posible, esto es, 2, 3, 1 Y4.

5. Si la ecuación es iónica, comprobar el balanceo colocando la carga debajo

de cada ion y verificando que la suma de cargas de aniones y cationes de ambos la

dos de la ecuación sea cero. Se recuerda que la carga de cada ion debe multiplicarse

por el coeficiente del mismo.

Por el método de inspección

El método de inspecciónconstituye la forma más adecuada para balancear ecua

ciones sencillas, comolas que representan las ecuaciones de metátesis, combinación,

descomposición y sustitución. En seguida se indican algunos lineamientos que son

aplicables a la mayoría de las ecuaciones, aunque existan excepciones que son de

utilidad para familiarizarse con el balanceo, que consiste en colocar el mismo núme

ro de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación.

L NCEO DE ECU CIONES QUIMIC S

SnC12 aq

+

H2 g

2NaCl aq

+

Br2 l

2KC1 s

+

302

g

2KN02 s

+

02 g

2NaCl s

Na s

+

C1

2 g

;;

2KN0

3 s

Sn s

+

2HC1 aq

C12 g

+

2NaBr aq

2KC10

3 s

10. Las ecuaciones siguientes representan reacciones de óxido-reducción. Iden

tifique el elemento reductor y el elemento oxidante e indique cuántos elec

trones perdieron o ganaron cada uno de ellos.

240 QUIMICA



1.

Escribir la ecuación en forma iónica neta, sin intentar balancearla.

Por el método del ion electrón

Las ecuaciones de oxidación-reducción más complicadas, es decir, con más de

cuatro compuestos, se balancean con cierta dificultad por el método de inspección,

por lo que se prefiere utilizar el método del ion electrón para balancearlas; además,

este último método proporciona un mejor conocimiento de la reacción óxido-re

ducción. La técnica empleada en este método comprende dos ecuaciones parciales,

que representan medias reacciones: una de las ecuaciones describe la oxidación y

la otra la reducción. Luego se suman las dos ecuaciones parciales para dar una ecua

ción final balanceada. Si bien se divide artificialmente la reacción original en dos

reacciones parciales, estas últimas no se desarrollan por sí solas sino simultánea

mente. Al igual que se hizo con el método de inspección, se sugieren las siguientes

normas:

6+ 6--

O

+

Na+ 2P04 3Ca2+ 6CI-

Al aplicar el punto 1 se selecciona el Ca como el átomo más abundante, para balan

cearlo se coloca un 3 delante del catión a la izquierda, 3Ca

+. Después se balancea

el ion poliatómico colocando un 2 delante del ion, 2PO~-. Esto obliga a modificar

el número de Na+ de la izquierda, puesto que deben ser 6Na+ para contrarrestar

las 6 cargas negativas de 2PO~-. Delante del NaH de la derecha se coloca ahora

un 6, 6Na+. Esto conduce a colocar un 6 delante de

de la derecha, 6Cl- para equi

librar las 6 cargas positivas de 6Na + de la derecha. Por último se coloca un 6 en

el de la izquierda para balancear el número de iones cloro. Se rectifican las car

gas de manera que sumen cero en ambos lados de la ecuación, y ésta queda así.

Ejemplo 2

3Na+ PO~- Ca2+ 2Cl+

3Ca OH)2 aq) 2H3P04 aq)

Al aplicar el punto 1 se selecciona el Ca3 P04b como el compuesto que tiene

el mayor número de átomos de un elemento, tres átomos de calcio. Para balancear

los átomos de Ca, se coloca un tres que preceda a Ca OHb, es decir 3Ca OHb. Se

gún el punto 2, se balancea el ion poliatómico PO~-, se escribe, por lo tanto un 2

antes de H3P04 es decir, 2H3P04• Se balancean a continuación los átomos de H,

como se indica en el punto 3, poniendo un 6 antes del agua, o sea 6H20, ya que se

tienen 12 átomos de H en el lado izquierdo. Los átomos de oxígeno se balancean

con los seis del 6H20, puesto que hay seis átomos de O en 3Ca OH)2 Los átomos

de O en PO~- no se incluyen puesto que ya están balanceados. La ecuación queda

así:

Ca OHbaq) H3P04 aq)

Ejemplo 1.

CAMBIO QUIMICO 4



Ejemplos

Las ecuaciones que van a balancearse por método de ion-electrón generalmente se

presentan en forma iónica neta, con una indicación sobre el medio, ácido o básico,

en el que se desarrollan. Sólo los dos primeros ejemplos se presentarán con ecuacio

nes moleculares, para aplicar la regla

2. Dividir la ecuación iónica neta en dos ecuaciones parciales; para ello se se

leccionan dos compuestos, elementos o iones que aparezcan a ambos lados

de la ecuación, con un elemento común; dicho elemento suele encontrarse

con distinto número de átomos de oxígeno, si es parte de un compuesto

o de un ion.

3. Balancear los átomos a cada lado de las ecuaciones parciales, sin balancear

el oxígeno ni el hidrógeno.

4

Equilibrar los átomos de oxígeno e hidrógeno en cada ecuación_parcial. Di

cho equilibrio se obtiene de dos diferentes maneras:

a En las reacciones en solución ácida:

Por cada átomo de oxígeno que se necesita, agregar una molécula de

agua en el lado de la ecuación parcial que presente la deficiencia de oxí

geno

y

agregar H donde se necesite equilibrar el hidrógeno

b En las reacciones en solución alcalina:

Por cada átomo de oxígeno que se necesita, agregar dos iones OH1- al

lado de la ecuación parcial que es deficiente en oxígeno y agregar una

molécula de agua al lado opuesto.

Por cada átomo de hidrógeno que se requiere agregar una molécula de

agua en el lado de la ecuación parcial que es deficiente en hidrógeno

y agregar un ion OH1- del lado opuesto.

5. A cada ecuación parcial, añadir electrones en tal forma que la carga neta

sobre el lado izquierdo de la ecuación sea igual a la carga neta del lado de

recho. La media reacción de oxidación será la que tenga los electrones del

lado derecho, como productos. La media reacción de reducción será la que

tenga los electrones del lado izquierdo, como reactivos. Así, la substancia

que se oxida, la reductora, perderá electrones

y

la substancia que se redu

ce, la oxidante, ganará electrones.

Oxidación R

Rl

1

e- ; R agente reductor

Reducción O

1

e-

0

1-; O agente oxidante

6. Si el número de electrones perdidos y ganados no es el mismo, multiplicar

una o ambas ecuaciones parciales por factores que igualen la cantidad de

electrones perdidos en una ecuación parcial y la cantidad de electrones ga

nados en la otra.

7. Sumar las dos ecuaciones parciales y eliminar los electrones, los iones o

las molélculas de agua que se encuentren a ambos lados de la ecuación.

8. Verificar cada átomo a ambos lados de la ecuación, para asegurarse de que

quedó balanceada. Revisar las cargas netas de ambos lados de la ecuación

para verificar que sean equivalentes. Comprobar que los coeficientes estén

en la menor relación posible.

QUIMICA



8. Cada elemento está balanceado. La suma de cargas a la izquierda es 2-

14+ + 6-

=

6+, la suma de cargas a la derecha, es 6+. Los coeficien

tes están en la menor relación posible.

7. La suma de las dos ecuaciones parciales da la ecuación final.

2Cr

3

7H

2

0

3Cl

2

6e-

Cr20~- + 14H+ + 6e-

6. El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones

perdidos. La segunda ecuación parcial, por consiguiente, semultiplica por 3.

De acuerdo con esto, la ecuación a es la media reacción de reducción

y

el

ion dicromato el oxidante, y la ecuación b es la media reacción de oxida

ción

y

el ion cloruro el reductor.

La ecuación parcial b se equilibra eléctricamente agregando dos electro

nes a la derecha, quedando a ambos lados carga neta 2-.

5

El paso siguiente es balancear las ecuaciones eléctricamente, para ello se

agregan electrones donde sea necesario.

La ecuación parcial a tiene 12 cargas positivas del lado izquierdo 14+ +

2- Y6 cargas positivas 2

3+ del lado derecho. Deben agregarse seis

electrones cada uno con carga 1- a la izquierda, de esta forma la carga

neta a ambos lados será 6.

4. En la ecuación parcial a , el oxígeno no está balanceado. Como la reacción

tiene lugar en medio ácido se agregan 7H20 como productos

y

14H+ co

mo reactivos, de esta manera quedan balanceados oxígeno e hidrógeno.

a Cr20~-

14H+ -- 2Cr3+ + 7H20

2. Y 3 Se escriben dos ecuaciones parciales para las medias reacciones. Los ele

mentos Cr

y

CI se equilibran.

a Cr20~- 2Cr

3

+

2CI- Cl

2

En medio ácido, la ecuación iónica neta es:

Cr2 O~-

CI- Cr3+

Cl2

El medio ácido queda indicado por la presencia de ácido clorhídrico como

reactivo. En esta expresión no balanceada H+

y

H20 no aparecen. Los nú

meros adecuados de moléculas de agua

y

de iones hidrógeno, como tam

bién sus posiciones en la ecuación final sea en la izquierda o en la derecha

se determinan al equilibrar la ecuación.

CAMBIO QUIMICO 243



Muchas reacciones de oxidación reducción acuosas pueden desarrollarse indis

tintamente en medio ácido o básico; la diferencia fundamental en ambos casos con-

8. Se verifica cada elemento y se observa que los coeficientes estén en la me

nor relacíón posible. Como la ecuación es molecular no hay cargas cuya equi

valencia debe verificarse.

7. Al sumar ambas ecuaciones y eliminar términos comunes:

a) 4NH3

20 OH-

6. La ecuación a) se multiplica por 4 y la b) por 5 para equilibrar los electrones.

5. Para equilibrarse eléctricamente, la ecuación a) requiere 5e- a la derecha

y la ecuación b) 4e- a la izquierda.

a) NH 50H-

NO

4H 0

5e- Oxidación

b) O 3H 0 4e-

H 0 40H- Reducción

Para balancear el hidrógeno se agregan tres moléculas de agua del lado de

recho y 30H- del lado izquierdo

NH 20H-

30H-

NO

H 0

3H 0

Al simplificar, por adición de los términos, la ecuación queda

a) NH3

50H-

NO

4H20

Para balancear el oxígeno en la ecuación b), se agrega 20H- del lado dere

cho y una molécula de agua del lado izquierdo. Los hidrógenos se balan

cean escribiendo 20H a la derecha y 2H 0 a la izquierda. La ecuación sim

plificada es

b) O 3H 0

H 0 40H-

NH

3

20H-

4. La reacción tiene lugar en medio básico, por ser el NH

3

una base, por ello

para balancear el oxígeno en la ecuación parcial a) se colocan en el lado iz

quierdo 20H- (dos por cada oxígeno de diferencia) y una molécula de H

0

del lado derecho.

2. y 3. a) NH

3

NO

b O

H

Comoun segundo ejemplo, se considera una reacción en medio básico. Las subs

tancias que intervienen en ella son moleculares, no iónicas, y los iones de H+ , OH

que se requieren para balancearla, serán eliminados en el paso 7.

244 QUIMICA



BrOa

Br-

2BrOa

2Br-

2. a) Br2

b) Br2

3. a) Br2

b) Br2

Puede observarse que en ambas ecuaciones el oxidante (o reducido) es el ion

yodato, y el reductor (u oxídadol es el ion Sn2+. El oxidante gana 6e- y el reductor

pierde 2e- (antes del balanceo) sin que el medio en el que se desenvuelve la reacción

afecte al proceso.

En algunas reacciones de óxido-reducción, la misma substancia puede oxidar

se y reducirse. Estas reacciones se llaman de auto-óxido-reducci6n. El siguiente ejem

plo muestra ese comportamiento

Br2 ... s-o, Br-

Las ecuaciones de auto-oxidación-reducción pueden balancearse por elmétodo

del ion electrón, aunque generalmente los coeficientes de la ecuación resultante son

divisibles por algún factor común, puesto que se utilizó el mismo reactivo en ambas

ecuaciones parciales.

La ecuación anterior se balancea, en medio básico, de la siguiente manera:

(en medio básico)

Sn4+

1-

60H-

(en medio ácido)

Al sumar a) y b) y simplificar, la ecuación final

balanceada queda como sigue:

... 3Sn4+

1-

3H20

Sn2+ lOa 6H+

3Sn + lOa 3H 0

a) 3Sn2+

13Sn2+

Para balancear los electrones se multiplica la ecuación

al por 3

... Sn4+

2e-

... 1-

60H-

Electrones intercambiados

a)Sn2+ ... Sn4+

2e- a) Sn2+

b) lOa

6H+

6e- 1-

3H

2

0 b)IOa

3H

2

0

6e-

Balanceo de oxígenos e hidrógenos en ambos medios para la ecuación b)

b) lOa 6H+ ... 1- 3H 0 b) lOa 3H 0 ... 1- 60H-

Sn2+

103-

Sn4+

l-

En medio ácido

En medio básico

a) Sn2+

Sn4+

a) Sn2+

Sn4+

b) lOa

l-

b) ro,

1-

siste en que las reacciones que tienen lugar en medio ácido presentan como reactivo

el ion H+ y como producto el agua; por lo contrario, las reacciones en medio básico

pueden tener como reactivo agua y comoproducto el ion OH-, o también OH- u otra

base como reactivo yagua comoproducto.

Para comparar la técnica del balanceo por el método del ion-electrón en medio

ácido y básico se presenta el siguiente ejemplo, en el que se balancea la misma ecua

ción iónica neta en dos diferentes medios.

CAMBIO QUIMICO 45



2) en medio básico

a) Mn OH)z

Oz

Mn OHIa

b) As OH- AsO~- Hz

e) S20~-

Oz

SOg-

OH-

d)MnO¡

CI02 Mn02

CIO¡

e

C1 ClO- Cl

AS203

Ag

Fe

3

Cr

3

Cu

NO

MnOi- 10¡

Znz+

NH1+

12. Completey balancee las siguientes ecuacionespor elmétodo del ion-electrón.

1) en medio ácido

a) AsH3

Ag

+

b) Fe2+

Cr20,-

Cu

NO

d) MnO¡ 1-

e

Zn

NO

11. Balancear las siguientes ecuaciones por el método de inspección.

a) Fe s)

OZ g)

FeO s)

b) FeO s) 02 g)

Fe203 s)

c) Zn OH)zls)

HN03

aq)

Zn N03)z 8Q)

HzO

d) Fe3 NOS +NH3 a q) H 0 l) Fe OH)3 s) NHtaq) N03 a~

e) Mg2+S0i- Na1+ OH-

Mg OH)z s) Na1+ SO~-

J R I IOS

Comoya se indicó, en este tipo de ecuaciones los coeficientes obtenidos suelen

tener un mínimo común divisor,que en este caso es 2. La ecuación simplificada que

da como sigue: 3Br2

60H-

BrOa

5

Br

3 HzO

6

QUIMICA

a)

Br,

120H-

2BrOa 6H O

5.

a) Brz

120H-

2BrOa 6HzO 10e-

b) Brz 2e-

2Br-

6. b) 5Brz 10e-

10Br-

7

6Brz

120H-

2BrOa

10Br-

6HzO

8. Cambio Químico Flores

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