Balanceo

1
Química General...en la U.
Unidad 4 Balanceo
Autor: IQ Luis Fernando Montoya valencia
U
N
I
D
A
D
4
Balanceo
1. Balanceo de reacciones por tanteo; 2. Balanceo de
reacciones redox; 3. Balanceo por ión electrón;
4. Cálculo del factor equivalente gramo, E;
INTRODUCCIÓN
La palabra “estequiometría” se deriva del griego “stoicheion”, que significa
primer principio o elemento y “metron” que quiere decir medida.
Son los cálculos que se efectúan entre los elementos que forman un
compuesto o entre sustancias que participan en una reacción. Son simples
transformaciones de unidades empleando factores de conversión.
Una de las bases para fabricar estos factores es el balanceo de la reacción,
que consiste en asignar a cada sustancia un número adecuado (llamado
coeficiente estequiométrico) tal que se cumpla la Ley de la conservación de
la masa. Es decir, que el número de veces que un elemento aparece en los
reactivos (entra), sea igual al número de veces que dicho elemento aparece
en los productos (o sale).
Las reacciones se balancean según el comportamiento de los números de
oxidación de los diferentes elementos.
Para asignar números de oxidación se siguen las siguientes normas,
derivadas de un conocimiento conceptual de la nomenclatura.
Para grupos funcionales simples como hidruros, óxidos, ácido hidrácido,
radical haloideo, sal haloidea, hidróxidos, iones metálicos y anhídridos, la
valencia del elemento se determina con el método de “suma de números de
oxidación”.
El número de oxidación es la carga real (en compuestos iónicos) o aparente
(en compuestos covalentes) que presenta un elemento dentro de un
compuesto.
Para determinar los números de oxidación de los elementos en los
compuestos, repasemos las siguientes normas, derivadas de los grupos
funcionales:
El número de oxidación del oxígeno es -2, menos en el F2O que es +2
(ya que el flúor es el único elemento de la tabla periódica que es más
electronegativo que el oxígeno) y en los peróxidos que es -1.
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El número de oxidación del hidrógeno es +1, menos en los hidruros que es
-1. (el hidrógeno es la mula).
El número de oxidación de una sustancia libre es cero (solamente aparece
un elemento), como son el O3, O2, S8, P5, X2 y M1. Donde X es
halógeno y M es metal.
La suma de los números de oxidación de un ión es igual a su carga.
Al efectuar la suma de los números de oxidación en un compuesto hay que
tener en cuenta el número de veces que cada elemento está en el
compuesto.
Para los grupos funcionales ácido hidrácido, radical haloideo y sal haloidea,
el número de oxidación del no-metal depende del valor típico T. En estos
grupos, el número de oxidación del no-metal es -T.
NOTA: En este capítulo es posible encontrar números de oxidación raros (un
número de oxidación raro es aquel que no coincide con la valencia conocida
del elemento, como por ejemplo ser un fraccionario). Si encuentra un número
de oxidación raro, verifique pero NO SE ASUSTE y siga.
BALANCEO DE REACCIONES
Balanceo por tanteo: Si no hay cambios en los números de oxidación (caso
típico: reacción de neutralización) la reacción se balancea por tanteo según
las siguientes pautas.
Coloque signos de interrogación (que lo leeremos no sé) justo antes de los
reactivos y de los productos, para que no piense que hay un coeficiente igual
a uno donde no ha balanceado.
Asigne un coeficiente arbitrario a la sustancia “más complicada”.
Balancee por tanteo los elementos en el siguiente orden.
a. Metales y/o no-metales.
b. Oxígenos.
c. Hidrógenos (normalmente con los hidrógenos se hace un chequeo).
Recomendamos balancear los oxígenos antes que los hidrógenos, ya que
frecuentemente se usa H2O como “comodín” de balanceo y el oxígeno en el
agua posee una proporción 1 a 1, en cambio el hidrógeno presenta una
proporción 2 a 1, lo que llevaría a errores por “distracción”.
NOTA: Como se inicia con un coeficiente arbitrario, simplifique para obtener
una mínima relación de coeficientes (o amplifique si éstos son
fraccionarios).
Reacción de neutralización (típica reacción en la cual no hay transferencia
de electrones), ya que no cambian los números de oxidación del metal ni del
no-metal. En esta reacción los reactivos son ácido e hidróxido (también
conocido como base) y los productos son sal y agua. Esta reacción se
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conoce como reacción de intercambio, ya que los reactivos “intercambian
pareja” para generar nuevos compuestos, que se llaman productos.
Un caso típico de este comportamiento lo podemos sacar de “vivencias de
paseo” en las cuales algunas veces observamos reacciones como:
Juan –Juana
+ Mario – María

H
+ for

- mula
- (OH)
Juan - María
+ Mario-Juana
H – OH léase agua
+ For - mula de la sal
Ejemplo 1: Balancear por tanteo la reacción:
Fe(OH)3
?Fe(OH)3
Paso 1:
+ H2SO4
+?H2SO4


Fe2(SO4)3
?Fe2(SO4)3
+ H2O
+ ?H2O
Paso 2: Asignamos un coeficiente arbitrario a Fe 2(SO4)3; nos gusta el 13 de
la “buena suerte”, y sigue el balanceo del hierro, que es el primer elemento
afectado por el coeficiente arbitrario:
?Fe(OH)3
+?H2SO4
?x 1

=
13Fe2(SO4)3
+ ?H2O
 ? = 26
13 x 2
Paso 3a: Asignamos el coeficiente 26 al Fe(OH)3 a la izquierda y procedemos
a balancear el azufre:
26Fe(OH)3
+ ?H2SO4
?x 1

=
13Fe2(SO4)3
13 x 1 x3
+ ?H2O
 ? = 39
Paso 3b: Se escribe el 39 delante de H2SO4 balanceamos el oxígeno:
26Fe(OH)3 +39H2SO4
26x 1x 3
39x
4
78
+ 156

=
=
13Fe2(SO4)3
+ ?H2O
13 x 4x3
?x 1
+ ? x 1  78 = ?
156
Se deduce fácilmente que el interrogante que falta en H 2O es 78, pues es el
número de oxígenos que faltan en los productos para quedar igualados con
los oxígenos de los reactivos, sólo falta verificar los hidrógenos.
Paso 3c: chequeo de hidrógenos:
26Fe(OH)3 +39H2SO4
26 x 1x3 +39 x 2
78
+ 78

=?
13Fe2(SO4)3
+ 78H2O
78x 2
156
Obvio que 78 + 78 si equivale a 156, por lo cual podemos afirmar que la
reacción si está balanceada.
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Observe que los coeficientes 26; 39; 13 y 78 son múltiplos del número
arbitrario 13 (¿será suerte?), simplificando desaparece la ARBITRARIEDAD
y queda:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4  1Fe2(SO4)3 + 6H2O
Comentario: ¿Será que el coeficiente arbitrario “menos arbitrario” será el 1?
Sugerimos que haga usted este balanceo pero con un coeficiente arbitrario
diferente de 13.
Reacciones Redox: si hay cambios en los números de oxidación, es porque
existe transferencia de electrones. Estas reacciones se llaman redox, que
significa óxido-reducción. En ellas hay dos tipos de sustancias:
Sustancia OXIDADA, también conocida como AGENTE REDUCTOR, es la
que PIERDE electrones (se indica por  ). Asocie, cuando usted pierde algo y
lo quiere comunicar con mímica lo indica haciendo la siguiente seña: 
Sustancia REDUCIDA, también conocida como AGENTE OXIDANTE, es la
que GANA electrones (se indica por  ). Asocie, cuando usted gana algo y lo
quiere comunicar con mímica lo indica haciendo la siguiente seña: 
NOTA: La existencia de una sustancia OXIDADA necesariamente implica la
existencia de una sustancia REDUCIDA, y viceversa. Por lo tanto, si una no
pierde electrones, la otra no puede ganarlos.
La base del balanceo redox es hacer:
# de electrones ganados = # de electrones perdidos
La base del balanceo se consigue intercambiando como coeficientes
estequiométricos la información de la transferencia de electrones de los
reactivos.
Cálculo de la transferencia de electrones, después de haber asignado los
números de oxidación y observar que algunos elementos presentan cambios
en ellos, los llamaremos “culpables”
a. Sacar aparte los reactivos que tengan elementos que cambien su
número de oxidación (no se le ocurra sacar los productos).
b. Para cada elemento que cambie, escribir sus números de oxidación.
c. Al lado del número mayor, asignar un círculo y dentro de él, la
diferencia entre los dos números (mayor menos menor), dicha
diferencia indica la transferencia de electrones por cada átomo y su
ubicación.
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d. Multiplicar por el número de veces que el elemento está en el
compuesto para obtener la transferencia de electrones por cada
molécula.
e. Llevar esta información a la reacción.
Pasos para balancear por REDOX:
1. Cumpla la “orden” de asignar a cada sustancia el signo de interrogación.
2. Cumpla la base del balanceo (electrones ganados = electrones perdidos)
3. Continúe por tanteo
NOTA: Recuerde que el H2O es el comodín.
Un caso típico de este comportamiento lo podemos sacar de “vivencias de
paseo” en las cuales algunas veces observamos reacciones como:
Juan + Mario – María  Juan-María
+ Mario
En esta reacción Juan sustituye o desplaza a Mario y en los productos queda
el “pobre Mario” y se llama reacción de sustitución o de desplazamiento.
Cabe anotar que Juan es más activo que Mario. Una reacción similar a la
anterior, puede ser:
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2(g)
Podemos observar que así como Juan, el Zinc es más activo que el H + y lo
desplaza, para que se produzca el “pobre H2”
Ejemplo 2: Balancear por oxido-reducción la reacción:
+1 -1
0
?KCl
+1 +5 -2

?O2
?KClO3
Preámbulo: determinemos la transferencia de electrones.
Paso a: Sacar aparte a los reactivos.
KCl , porque el cloro cambia su número de oxidación
O 2 , porque el oxigeno cambia su número de oxidación
Paso b:
KCl
O2
;
;
Cl (-1
O (0


Paso c:
KCl
O2
;
;
Cl (-1
O (0 
 +5  )

-2 )
+5)
-2)
Vemos que el KCl por intermedio del cloro tiene 6 e - transferidos y los tiene
en los productos, por lo tanto SALEN, es decir, los pierde o sea que se
oxida en 6e- por átomo de cloro. ( 6 )
También vemos que el compuesto O2 por intermedio del elemento oxigeno
tiene 2e- electrones transferidos y los tiene en los reactivos, es decir,
ENTRAN ó los GANA, es decir se reduce en 2e- por átomo de oxígeno. ( 2 )
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Paso d
KCl: 
O2: 
6e-
1átomo Cl
Átomo Cl
1molécula KCl
2e-
2átomo Ox
Átomo Ox.
1molécula O2
Paso e:
6
4
 KClO3
KCl + O2
 6 4
Ahora si, a balancear se dijo:
Como vemos 6 e- perdidos y 4 e- ganados, para que se cumpla la base del
balanceo, hacemos el paso 2, que consiste en asignarle al KCl un coeficiente
estequiométrico igual a 4 (y así quedan 4x6 e - perdidos) y al O2 un
coeficiente estequiométrico igual a 6 (y así quedan 6x4 e - ganados). Hay 24eganados, Hay 24e- perdidos y por lo tanto: Hay 24e- transferidos.
Paso 1:
 ? KClO3
4KCl + 6O2
 6 4
Pasos 2 y 3: Por balanceo del K queda:
Paso 1:
sigue chequeo con el Cl
Sigue rechequeo con Ox
 4 KClO3
4KCl + 6O2
 6 4
4x 1
6x2
=? 4 x 1
=?4 x 3
¡Listo!
¡Relisto!
Simplificando coeficientes, los electrones también se simplifican.
2KCl + 3O2  2KClO3, aquí hay 12e- transferidos.

Asocie para que no olvide ni confunda “Si tengo una bicicleta
y se me
OXIDA la pierdo”, esto nos confirma la definición de: sustancia oxidada es
la que pierde eEjemplo 3: Balancear por oxido reducción
+3 -1
+1 -2 +1
?CrCl3 + ?K(OH) +
0
?K +
+1 +5 -2
+1 -1

?KClO3 +
Preámbulo:
Pasos a., b., c. y d. CrCl3: Cr ( +3  +6 
K;
K (0
 +1 
KClO3 Cl (+5   -1
)
)
)
+1 +6 -2
? KCl + ?K2CrO4
3x1 = 3
1x1 = 1
6x1 = 6
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Como entran hidrógenos y no salen hidrógenos, significa que tenemos que
incluir el “comodín” de balanceo, donde haga falta, por esto se requiere H2O
en los productos.
Paso e:
?CrCl3 +
3
?K(OH) +
?K +
1

?KClO3 +
6
e- ganados = 6e
Vemos:
? KCl +
?K2CrO4
+ ?H2O
e- perdidos = 4 = (3 + 1)
Balanceo: como NO son iguales los e- ganados y e- perdidos, hacemos la
base del balanceo:
4 al KClO3, 6 a CrCl3 y 6 al K, así quedan:
6CrCl3 +
3
?K(OH) +
6K +
1
24e- ganados
24e- perdidos
24e transferidos
6CrCl3 +
6 x1
6CrCl3 +
6 x 3
6CrCl3 +
6CrCl3 +
6CrCl3 +
?K(OH) +
?K(OH) +
+
?K(OH) +
?x1
24K(OH) +
24 x 1
24K(OH) +
24 x 1
6K +
6K +
6K +
6x1
6K +
+
6K +

4KClO3 +
6
? KCl +
?K2CrO4
+ ?H2O
( 4x6 )
( 6x3 + 6x1)
y por lo tanto
sigue el balanceo del cromo:
6


=
?
4KClO3 +
4x 1
22


=
? KCl +
? x 1
?
Sigue el potasio
4KClO3 +
4x1

6K2CrO4 + ?H2O
6 x2
Sigue el 0xígeno
6K2CrO4
6 x 4
4KClO3 +
? KCl +
?
=
22 KCl +
22 x1
24
4KClO3 +
4 x 3
12

22 KCl +
=
?
4KClO3 +

=?
22 KCl +
?K2CrO4 + ?H2O
? x 1
Sigue el cloro
6K2CrO4
+ ?H2O
+ ?H2O
+? x 1
Sigue chequeo con H
6K2CrO4
+ 12H2O
12 x2
Listo el chequeo con Hidrógenos
Simplificando: los electrones también se simplifican.
3CrCl3 +
3
12K(OH) +
3K +
1
2KClO3 +
6

En esta reacción simplificada hay 12e- transferidos.
11 KCl +
3K2CrO4
+ 6H2O
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Balanceo por el método de reacciones medias
Balanceo de reacciones que no se dejen balancear por el método redox o
reacciones con participación de iones: Se hace con el método de IÓN
ELECTRÓN (método de reacciones medias). Es un método general muy útil
cuando falle óxido reducción (oxido reducción es un método particular).
Los pasos para el balanceo por ión electrón son:
1. Descomponer la reacción en 2 Semi-Reacciones. (por esto se llama
reacciones medias)
2. Balancear por tanteo el elemento (metal o no-metal) de cada
semirreacción.
3. Balancear oxígenos en cada semirreacción agregando H2O.
4. Balancear hidrógenos en cada semirreacción agregando iones H+.
5. Balancear cargas agregando electrones. La transferencia de electrones
se determina como en REDOX, incluyendo la “bolita”, pero
comparando las cargas y no los números de oxidación.
6. Hacer la base del balanceo (electrones ganados = electrones
perdidos).
7. Sumar miembro a miembro las dos Semi-Reacciones simplificando
términos semejantes. Pueden ocurrir tres casos:
a. Que queden iones H+ en los reactivos. En este caso la reacción
está en medio ácido y está balanceada, haga chequeo (metales
y no metales, oxígeno, hidrógeno y las cargas). OJO CON LAS
CARGAS.
b. Que queden iones H+ en los productos. En este caso la reacción
es en medio básico, no ha terminado el balanceo, FALTA EL
PASO 8.
c. No queden iones H+ ni en reactivos ni en productos. La reacción
es en medio neutro y ya está balanceada. Haga chequeo.
8. Agregar en reactivos y en productos tantos (OH)- como H+ hay en los
productos del PASO 7.
Tenga en cuenta que:
xH1+ + x(OH)1-  xH2O
Simplifique aguas si es del caso y chequee.
Ejemplo 4: Balancear por ión electrón:
MnO41- + H2C2O4  CO2 + Mn2+
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Pasos 1 y 2:Semi-reacciones y balanceo por tanteo al “culpable”
1MnO411Mn2+
Reacción del Mn:

1H2C2O4
2CO2
Reacción del C:

Paso 3: oxígenos
1MnO411H2C2O4


1Mn2+ + 4H2O
2CO2 no se requieren aguas
Paso 3:hidrógenos
1MnO41- + 8H+
1H2C2O4


1Mn2+ + 4H2O
2CO2 + 2H1+
Paso 5: cargas
-1+ 8


+2
para la reacción del Mn
+2  para la reacción del C

0
Vemos que la semi-reacción del manganeso tiene una transferencia de 5 e- y
ellos aparecen en los reactivos, es decir los gana y por esto esta es la
reacción de reducción, y queda:
1MnO41- + 8H+ + 5e-  1Mn2+ + 4H2O
Además la semi-reacción del carbono tiene una transferencia de 2 e-, ellos
están en los productos (salen, los pierde), esta es la reacción de oxidación
(¿se acuerda de la bicicleta?) y queda:
1H2C2O4  2CO2 + 2H+ + 2ePaso 6: Base del balanceo: como hay 5 e- ganados y 2 e- perdidos tenemos
que multiplicar la reacción del Mn por 2 y la del C por 5 (es decir
intercambiamos la información), así:
2MnO41-
+16H+
+10e-

2Mn2+
+8H2O
5H2C2O4

10CO2
+10H+
+10e-
Paso 7: Sumamos reactivos con reactivos y productos con productos (esto
significa miembro a miembro) y simplificamos términos semejantes: Los 10ede reactivos y productos se “cancelan” y también podemos simplificar 10
iones H+ en reactivos y productos, así:
2MnO41- + 6H1+ + 5H2C2O4  2Mn2+ + 8H2O + 10CO2
Aunque ya no se ven los electrones, esta reacción posee 10e- transferidos.
Como quedan iones H1+ en los reactivos, esta reacción está en medio ácido,
para hacerla experimentalmente el MnO41- es suministrado por KMnO4 y el
H+ es suministrado por HCl.
La reacción ya está balanceada, faltando el chequeo:
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Mn
O
H
C
CARGAS
:
:
:
:
:
2 2
8 + 20  8 + 20
6 + 10  16
10  10
-2 + 6  +4
OK
OK
OK
OK
OK
Comentario: Esta reacción de oxido reducción es audiovisual porque:
El ión MnO41- es de color violeta y al reducirse a Mn2+ se va decolorando
(visual).
El H2C2O4 al oxidarse a CO2(g) produce el sonido conocido como “armónica
química” (audio).
Ejemplo 5: balancear por ión-electrón la reacción: KCℓO3  KCℓ + O2
Pasos 1 y 2:
Reacción del KCℓ :
Reacción sin M ni 
Paso 3: oxígenos
Paso 4: hidrógenos
Paso 5: cargas


1KCℓ
O2
2H2Oaparece el Rvo.


1KCℓ + 3H2O
1O2
1KCℓO3 + 6H+
2H2O


1KCℓ + 3H2O
1O2 + 4H+



para la reacción del KCℓ
0
+4  para la reacción sin elemento
1KClO3
Nada por el momento
1KCℓO3
+6
0
Vemos que el KCℓ tiene una transferencia de 6 e- y ellos aparecen en los
reactivos, es decir los gana y por esto esta es la reacción de reducción, y
queda:
1KCℓO3 + 6H+ + 6e-  1KCℓ + 3H2O
Además la semirreacción sin elemento tiene una transferencia de 4 e -, ellos
están en los productos (salen, los pierde), esta es la reacción de oxidación
(¿se acuerda de la bicicleta?) y queda:
2H2O  1O2 + 4H+ + 4ePaso 6: Base del balanceo: como hay 6e - ganados y 4e- perdidos tenemos
que multiplicar intercambiando; la reacción del KCl por 4 y la segunda por 6,
así:

4KCℓO3 + 24H+ + 24e4KCℓ + 12H2O

12H2O
6O2 + 24H+ + 24eSimplificando términos semejantes y sumando miembro a miembro:
4KCℓO3  4KCℓ + 6O2
Esta reacción tiene una transferencia de 24e- (24e- ganados y 24e- perdidos).
Como todos los coeficientes son pares, podemos proceder a simplificar por 2:
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2KCℓO3  2KCℓ + 3O2
Los electrones también se simplifican y esta reacción simplificada tiene una
transferencia de 12eEJERCICIOS (TAREA)
Balancear por ión electrón:
1. CℓO1-

CℓO31-
+Cℓ1-
2. HO21-
+CrO1-

CrO42-
Ojo, al plantear las Semi reacciones, esto no es alquimia
3. SeO32-
+Ni3+

SeO42-
+Ni2+
4. HCℓ
+KMnO4 
KCℓ
+MnCℓ2 +Cℓ2
Más ejercicios (tarea o taller):
Balancear por oxido reducción:
1. Cr2S3  Mn NO3  2  Na 2 CO3  NO  CO2  Na 2 CrO4  Na 2 MnO4  Na 2SO4
Hágale sin temor, uno no balancea todos a la vez sino de a uno.
2. I 2  Na 2 S2 O3  Na 2S4 O 6  NaI
No se “asuste”, atrévase (Lea la NOTA de la página 2 de este capítulo)
3. HCl  KMnO4  KCl  MnCl 2  Cl 2  H 2 O
Cuando no de, REDOX no es perfecto. Para esto existe ión electrón.
4. Balancear la siguiente “inocente” reacción
I2+ HNO3  HIO3 + NO2
Cuando se crea perdido (no se por que) hasta “la de colonia” es útil.
FACTOR EQUIVALENTE GRAMO: E
Este factor lo vamos a usar en cálculos estequiométricos y dada su
importancia, desde ahora vamos a familiarizarnos con su cálculo, ya que
para cada reactivo y producto el valor de E depende de la reacción
balanceada, ya que está dado por:
En reacciones redox
E=
Nº de e- transferidos
Coeficiente estequiométrico
“Nº de e- transferidos”
Coeficiente estequiométrico
Esta manera de calcular el valor de E es propiedad intelectual del autor.
En reacciones no redox
E=
Aquí tenemos “número de e- transferidos” (entre comillas) porque no hay
electrones transferidos realmente, pero aritméticamente, para manejar solo
una definición de E ese “número de e-” es el mínimo común múltiplo (MCM)
de los coeficientes estequiométricos de la reacción no redox balanceada por
tanteo.
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Si usted amigo lector conoce otra manera de calcular el valor de E, sin balancear la
reacción, pero como una colección de casos particulares no se extrañe de la definición
anterior, es para evitar dicha colección y obviar los errores que se originan.
Para estas reacciones sin transferencia de electrones realmente lo que se
tiene no es equivalente gramo sino un concepto similar a equivalentes gramo
que algunos autores denominan “seudo equivalente gramo”
ILUSTRACIONES
Para la reacción balanceada de la página 4, - reacción sin transferencia de
electrones-, el “número de e- transferidos” es el MCM de 2, 3, 1 y 6, es
decir, hay “6 e-”
2Fe(OH)3
6
E=
2
E=3
+
“6e-“
3H2SO4
6
E=
3
E=2
1Fe2(SO4)3
6
E=
1
E=6
6H2O
6
6
E=
E=1
Para la reacción balanceada de la página 6, que es una reacción con
transferencia de electrones, el número de e- transferidos es 12.
2KCℓ
6
E=
+
12
2
E=6
“12e-“
3O2
4
E=
12
3
2KCℓO3
E=
E=4
12
2
E=6
Comentario: Esta reacción y el cálculo de sus valores de E, en algunos
textos, no sabemos por qué ni para qué la presentan como un caso
particular hasta con nombre propio y la llaman reacción de “auto-oxidación”.
Para la reacción balanceada de la página 7, que es una reacción con
transferencia de electrones, el número de e- transferidos es 12.
3CrCℓ3 +
3
12
E=
3
E=4
12K(OH)
12
12
E=1
E=
+ 3K +
1
12
E=
3
E=4
2KCℓO3
6
12
E=
2
E=6
12e-
11KCℓ +
12
11
E =12/11
E=
3K2CrO4
12
3
E =4
E=
+ 6H2O
12
6
E =2
E=
Para la reacción balanceada de la página 9, que es una reacción con
transferencia de e-, el número de electrones transferidos es 10
2Mn04110
E=
2
E=5
+ 6H+ +
10
E=
6
E = 5/3
5H2C2O4
10
E=
5
E=2
10e-
2Mn2+ +
10
E=
2
E =5
10CO2
10
E=
10
E =1
+ 8H2O
10
E=
8
E =1.25
13
Química General...en la U.
Unidad 4 Balanceo
Autor: IQ Luis Fernando Montoya valencia
Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia
Algoritmo de balanceo por tanteo o por redox
¿Rxn
Iónica?
Nos preguntamos
si la reacción
es iónica
no
Alcalinos: +1
X
asignar
números de
oxidación
Nos preguntamos
si cambian (Δ)
no
Se balancea por
“ión electrón”
si
¿Δ?
alcalino térreos: +2
-T
calcular “X” con “suma =0”
haloideas M T nM V
X
si
Y
Oxisal: MT (nMOss)V
calcular “Y” con “ss”
calcular “X” con “suma =0”
Se balancea
por “redox”
encontrar:
# e- ganados
# e- perdidos
Se balancea por tanteo
hacer
asignar coeficiente = 1 a la
sustancia “mas compleja”
# e- ganados = # e- perdidos
asignar coeficiente = ?
se lee (“no se”)
a las demás sustancias
Orden
continuar por tanteo de tanteo
culpables
inocentes
oxígenos chequeo, si no hay H
hidrógenos
Algoritmo de balanceo ión electrón
Nos preguntamos si
la reacción es iónica
usar
la
“bolita”
¿Rxn
Iónica?
si
(chequeo)
Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia
Se balancea por
“ión electrón”
No da el chequeo
al balacear por redox
Descomponer la reacción en dos semi reacciones
A cada una
• Balancear “culpables” por tanteo
• Balancear “inocentes” por tanteo
•Balancear
oxígenos con agua
•Balancear hidrógenos con iones H1+
•Balancear cargas con e-
Usar La “bolita” al lado del # >
hacer
# e- ganados = # e- perdidos
•Medio ácido
Sumar miembro a miembro
•Medio básico
•Medio neutro
14
Química General...en la U.
Unidad 4 Balanceo
Autor: IQ Luis Fernando Montoya valencia
TALLER
1. Balancee las siguientes reacciones moleculares y calcule el valor de E
(factor equivalente gramo) para reactivos y productos.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
i.
j.
k.
K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4  KHSO4 + Cr2(SO4)3 + O2 + H2O
HNO2 + KI + HCℓ  I2 + N2 + KCℓ + H2O
KMnO4 + H2SO4 + H2O2  KHSO4 + MnSO4 + H2O + O2
P2S3 + HIO3 + H2O  H3PO4 + S + HI
CrI3 + Cℓ2 + KOH  K2CrO4 + KIO3 + KCℓ +H2O
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
NaI + MnO2 + H2SO4  MnSO4 + NaHSO4 + I2
K2Cr2O3 + H2SO4 + O2  KHSO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
HNO3 + I2  HIO3 + NO2 + H2O
KI + KMnO4 + H2O  I2 + MnO2 + KOH
CH4O + Na2Cr2O7 + H2SO4  CH2O2 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O
2. Balancee las siguientes reacciones iónicas y calcule el valor de E (factor
equivalente gramo) para reactivos y productos.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
I1- + MnO41-  IO31- + MnO2
NO21- +MnO41-  Mn2+ + NO31Br1- + Cr2O72-  Br2 + Cr3+
As2S3 + NO31-  HSO41- + As2O5 + NO2
Sb2S3 + HCℓO3  HSbO42- + S + Cl1CℓO31- + Cℓ1-  Cℓ2
3. En 31.6 gr de sulfato cálcico decahidratado (CaSO4.10H2O), calcule:
a.
b.
c.
d.
e.
f.
Moles de CaSO4 (R/ 0.1)
Moléculas de H2O (R/ 6.02 x 1023)
At gr de H (R/ 2)
Átomos de O (R/ 8.428 x 103)
Gr de S (R/ 3.2)
umas de Ca (R/ 2.4 x 1024)
7. Balancear las siguientes reacciones por el método de oxido reducción,
indicando en cada una de ellas la sustancia oxidada y la sustancia reducida,
o por ión electrón indicando las Semi - reacciones de oxidación y de
reducción. Calcular en cada una de ellas el valor de E (factor eq-gr.) para
reactivos y productos.
a. Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  CaSiO3 + P4 + CO
15
Química General...en la U.
Unidad 4 Balanceo
Autor: IQ Luis Fernando Montoya valencia
C12H22O11 + KCℓO3 + H2SO4  KCℓ + CO2 + SO2 + H2O
Pb3O4 + HNO3  Pb(NO3)2 + PbO2 + H2O
I2 + Na2S2O3  Na2S4O6 + NaI
HCℓ + KMnO4  KCℓ + MnCℓ2 + Cℓ2 + H2O
C + KCℓO3 + S + Sr(NO3)2  KCℓ + CO2 + SO2 + SrO + NO2
(MnO4)1- + H2C2O4  Mn2+ + CO2 + H2O
(Cr(OH)4)1- + H2O2  (CrO4)2- + H2O
P4 + (CℓO)1- + H2O  (H2PO4)1- + Cℓ1H2S + (Cr2O7)2-  Cr3+ + S + H2O
C2H5OH + K2Cr2O7 + H2SO4  CH3CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4
Sb2S3 + HNO3  Sb2O5 + H2SO4 + NO2 + H2O
Sb + KCℓO3 + S  KCℓ + Sb2O3 + SO2
Zn + HNO3  NO2 + Zn(NO3)2 + H2O
MnSO4 + (NH4)2S2O8 + H2O  MnO2 + (NH4)2SO4 + H2SO4
p. Cr2S3 + Mn(NO3)2 + Na2CO3  Na2CrO4 + H2MnO4 + Na2SO4 + NO + CO2
q. C + KCℓO3 + S  KCℓ + CO2 + SO2
r. Aℓ2O3 + C + Cℓ2  CO + AℓCℓ3
s. H3PO2 + CuSO4  H3PO4 + Cu2H2 + H2SO4
t. AsCℓ3 + Zn + HCℓ  As + AsH3 + ZnCℓ2
u. PH3 + KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + H3PO4
v. SiC + KOH  K4SiO4 + K2CO3 + K2O + H2
w. CS2 + H2S + Cu  Cu2S + CH4
x. Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
y. KMnO4 + H2SO4 + H2C2O4  K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O
z. Cr2O72- + Fe2+  Fe3+ + Cr3+
aa. MnO2 + PbO2  Pb2+ + MnO41bb. H2O2 + MnO41-  O2 + Mn2+
cc. CrO42- + Fe(OH)2  CrO21- + Fe(OH)3
dd. IO31- + Cr(OH)41-  I1- + CrO42ee. CH2O + Ag2O  Ag + HCO21b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
i.
j.
k.
l.
m.
n.
o.
16
Química General...en la U.
Unidad 4 Balanceo
Autor: IQ Luis Fernando Montoya valencia
ANEXO
Ilustraciones del cálculo de E (Factor eq-gr), por ser el factor que nos permite
llegar a los eq-gr.
Es conveniente dominar este concepto para cada tipo de reacción.
Para reacciones no redox, en los textos clásicos, afirman:
El valor de E en los ácidos está dado por el número de hidrógenos
sustituidos, en los hidróxidos por el número de OH sustituidos, en las sales
por el número total de cargas positivas o por el número total de cargas
negativas y para el agua vale 1, estas normas particulares sólo son válidas
para reacciones de neutralización y no toda reacción sin transferencia de
electrones es de neutralización. El criterio anterior particular puede inducir a
errores en el cálculo de E, sin contar la apatía que puede originar dicha
colección de casos particulares.
Vamos a comparar el valor de E originado con la propuesta presentada en
este documento “# de e- transferidos”  coeficiente estequiométrico (ce), de
nuevo entre comillas porque realmente no hay transferencia de electrones.
1. Reacción de neutralización para formar sal neutra:
Para nosotros:
“ 6e – “
3H2CO3
6
3
=E=2
+ 2Au(OH)3
6
=E=3
2

6 es el MCM de 3, 2, 1 y 6
1Au2(CO3)3
+ 6H2O
6
6
=E=6
=E=1
1
6
Para los textos clásicos:
E de H2CO3 = 2, confirmado
E de Au(OH)3 = 3, confirmado
E de Au2(CO3)3 = 6, confirmado
Son sustituidos los 2 hidrógenos
Son sustituidos los 3 OH
El número total de cargas positivas es 2(+3) o el
número total de cargas negativas es 3(-2)
E de H2O = 1, confirmado
Si usted no domina los grupos funcionales: ácido, hidróxido y sal y además no recuerda
estas normas particulares, es lógico que le coja apatía al factor equivalente gramo y además
siempre va a creer que para el agua, dicho factor vale 1.
2. Reacción de neutralización para formar sal ácida:
Para nosotros:
“ 3e – “
3H2CO3
3
3
=E=1
+ 1Au(OH)3
3
=E=3
1

3 es el MCM de 3, 1, 1 y 3
1Au (HCO3)3
+ 3H2O
3
3
=E=3
=E=1
1
3
17
Química General...en la U.
Unidad 4 Balanceo
Autor: IQ Luis Fernando Montoya valencia
Para los textos clásicos:
Solo se sustituye un H (forma sal ácida), algunos
piensan que E = 2 porque no miran los hidrógenos
sustituidos, sino los hidrógenos que tiene el ácido.
E de Au(OH)3 = 3, confirmado
se sustituyen los tres OH
E de Au(HCO3)3 = 3, confirmado El número total de cargas positivas es 1(+3), o el numero
total de cargas negativas es 3(-1).
E de H2O = 1, confirmado
E de H2CO3 = 1, confirmado
3. Reacción de formación de un hidróxido, que no tiene transferencia de
electrones, es decir, también es una reacción no redox:
Para nosotros:
“ 6e – “
1Aℓ2O3
6
1
=E=6
+ 3H2O
6
3

=E=2
2Aℓ (OH)3
6
=E=3
2
Para los textos clásicos:
E de Al2O3  Para los óxidos no existe redactada la norma de cómo calcular
E, en algunos textos de química analítica recomiendan “haga de cuenta que
es una sal”, para este caso el número total de cargas positivas es 2x(+3) = 6,
confirmado el resultado por nosotros obtenido, sin recurrir a este caso
particular.
E de H2O = 1  Lo redactado en los textos clásicos es falso, ya que esta
reacción no es de neutralización, pero si es una reacción sin transferencia de
electrones.
E de Al(OH)3 = 3, adivinaron, contaron el número de OH que tiene el
hidróxido pero no determinaron el número de OH sustituidos, ya que esta
reacción no es de neutralización y tal sustitución no existe.
4. Otra reacción sin transferencia de electrones, de doble descomposición o
de intercambio iónico, pero no es de neutralización.
Para nosotros
“ 2e – “
1Pb(NO3)2
2
=E=2
1
+ 2KI
2
2
=E=1

1PbI2
2
1
=E=2
+ 2K(NO3)
2
=E=1
2
Para los textos clásicos:
Aquí los reactivos y productos son sales y no hay transferencia de
electrones, por lo tanto los valores de E son:
E de Pb(NO3)2 = 2, confirmado
E de KI = 1, confirmado
E de PbI2 = 2, confirmado
E de KNO3 = 1, confirmado
Esperamos que ya esté convencido de la importancia de dominar el capítulo
de nomenclatura y de balanceo para trabajar correctamente en la
determinación del valor de E.
18
Química General...en la U.
Unidad 4 Balanceo
Autor: IQ Luis Fernando Montoya valencia
5) Reacción redox.
Para nosotros:
0
+1+5-2
1I2
5x2
10
10
1
E = 10
+ 10HNO3
1x1
1
10
E=1
10
10e-

+1+5-2
2HIO3
10
2
E=5
+4-2
+1 -2
+ 10NO2
10
10
E=1
+ 4H2O
10
4
E = 2.5
Como hay cambios en los números de oxidación ésta es una reacción de
oxido reducción y se requiere determinar los electrones transferidos por cada
mol, es decir, procedemos a balancear la reacción por el método REDOX.
Como hay "10 e- perdidos" por parte de I2 y "1 e- ganado" por intermedio de
HNO3, cumplimos la base del balanceo: "e- ganados = e- perdidos",
intercambiando como coeficientes el 1 y el 10, y así quedan "10 e transferidos".
NOTA: En los textos clásicos hay un típico error al asignar el valor de E en
estas reacciones. En lugar de balancear determinan la transferencia de e - de
los reactivos (el número en la flecha) y la “transferencia de electrones de los
productos”, y afirman que “el número en la flecha es el valor de E”, este
procedimiento es falso en muchos casos particulares, como veremos a
continuación.
Para los textos clásicos los valores de E para la anterior reacción son:
0
+1+5-2
+ HNO3
I2
5x2
1x1
10
1
E = 10 coincide E = 1 coincide
+1+5-2

HIO3
5x1
5
E = 5 coincide
+4-2
+ NO2
1x1
1
E = 1 coincide
+1 -2
+ H2O
No cambian,
no hay flecha
E=?
Para H2O que no presenta cambios en sus números de oxidación ("es
inocente"), en este caso hay diversos criterios en los textos clásicos.
 Algunos "afirman que E=1". Esto es falso porque aquí H 2 O no
interviene como H(OH), no es una reacción de neutralización.
 Otros "afirman que E no existe", esto es ilógico, ya que si las otras
sustancias tienen moles y eq-gr, el agua también posee moles y eq-gr
y por lo tanto tiene que existir el factor E.
 Otros "afirman que E vale cero", esta afirmación es más temeraria (por
no decir ignorante) que las anteriores.
Realmente NO HAY QUE cambiar la definición de E en una reacción Redox,
aunque no posea cambios en los números de oxidación, el H 2O si
PARTICIPA en una reacción con transferencia de electrones y para calcular
dicho valor de E usemos la definición balanceando la reacción por óxido
19
Química General...en la U.
Unidad 4 Balanceo
Autor: IQ Luis Fernando Montoya valencia
reducción (si hay problemas existe el ión electrón) y conociendo los e transferidos y en número de moles (coeficiente estequiométrico) podemos
calcular el valor de E por definición UNICA.
Si hacemos este análisis de la definición de E por ión electrón también
tenemos que llegar al mismo resultado y el resultado no está ligado a
números de oxidación sino a la transferencia de electrones; veamos dicho
balanceo por ión electrón:
1I2 + 6H2O
1HNO3 + 1H+ + 1e1I2 + 6H2O + 10HNO3 + 10H+ + 10e-
10e-


2HIO3 + 10H+ + 10e1NO2 + 1H2O

10NO2 + 10H2O +2HIO3 + 10H+ + 10e-
x1
x10
10e-
En esta reacción vemos
ganados,
perdidos y por lo tanto hay 10e- transferidos
que se pueden simplificar, además se “simplifican”: 6H2O, 10 iones H+

1I2 + 10HNO3
10NO2 + 4H2O +2HIO3
Se obtiene el mismo balanceo y la misma transferencia de e- por lo tanto los valores
de E son los mismos encontrados en el balanceo por oxido reducción.
6) Otra reacción redox.
Para nosotros:
+1-1
4KCℓ
6x1
6
24
4
E=6
24
6
0
24e-
+1+5-2
+ 6O2
2x2
4

4KCℓO3
24
4
E=4
E=6
Los valores de E en la reacción anterior para los textos clásicos, los
determinan así:
4KCℓ
6x1
6
E=6
+ 6O2
2x2
4
E=4

4K Cℓ O3
6x13x2
0
E=?
Se “desaparece”
La flecha
CURIOSIDAD: En los textos clásicos analizan el KCℓO3, y "ven" que pierde
6 e- (por intermedio del oxígeno) y gana 6 e - (por intermedio del cloro) y por
esta razón a esta reacción en particular la clasifican (no sé por qué ni para
qué) como un caso particular de oxido reducción y lo llaman "auto
oxidación" ó "auto reducción" ó "50% oxidante" ó "50% reductora".
20
Química General...en la U.
Unidad 4 Balanceo
Autor: IQ Luis Fernando Montoya valencia
7) Otra reacción redox.
0
+1 -2 +1
I2
+1 -1

+ K(OH)
+1 +5 -2
KI
+1 -2
+ K I O3
+ H2O
1x25x2
210
8
Aquí el I2 gana 2 e- (cuando produce KI) y el mismo I2 pierde 10 e- (cuando
produce KIO3), entonces el I2 perdería 8 e-, como sólo vemos sustancia
oxidada y no se evidencia la sustancia reducida, es imposible hacer la base
del balanceo: e- ganados = e- perdidos haciendo intercambio para hacer el
balanceo por el método Redox, según lo anterior sería imposible balancear
esta reacción por el método redox, pero para esto existe ión electrón.
Descomponer la reacción en dos Semi-reacciones y balancear por tanteo al “culpable”, el yodo


1I2
1I2
2KI
2KIO3
Balancear por tanteo al “inocente” potasio, que entra en forma de K(OH)


1I2 + 2K(OH)
1I2 + 2K(OH)
2KI
2KIO3
Balancear oxígenos agregando agua


1I2 + 2K(OH)
1I2 + 2K(OH) + 4H2O
2KI + 2H2O
2KIO3
Balancear hidrógenos con iones H+ y balanceo de cargas con electrones


1I2 + 2K(OH) + 2H+ + 2e1I2 + 2K(OH) + 4H2O
2KI + 2H2O
2KIO3 + 10H+ +10e-
Hacer la base del balanceo:”e- ganados = e- perdidos”, multiplicando por cinco la Semi-reacción de reducción.


5I2 + 10K(OH) + 10H+ + 10e1I2 + 2K(OH) + 4H2O
10KI + 10H2O
2KIO3 + 10H+ +10e-
Sumar miembro a miembro, simplificando los términos semejantes H+, I2, K(OH), H2O y e-.
Hay 10e- ganados, 10e- perdidos y 10e- transferidos
10e-
6I2
10
6
E=

+ 12K(OH)
5
3
10
12
E=
5
6
10KI
10
10
E=1
+ 6H2O
10
6
E=
+ 2KIO3
5
3
10
2
E=5
En algunos textos, existen errores en el valor de E para los “inocentes”
Para K(OH), “afirman que E = 1”.
Para H2O, “afirman que E = 1”.
CURIOSIDAD: De nuevo en los textos clásicos y olvidando la definición de E
(número de electrones transferidos por cada mol) ésta reacción en particular
la analizan como otro caso particular y también le asignan un nombre
rimbombante y la llaman "reacción de desproporción".
Espero que ya se de por enterado de la importancia del balanceo con
transferencia de e- para determinar el valor de E.
21
Química General...en la U.
Unidad 4 Balanceo
Autor: IQ Luis Fernando Montoya valencia
NOTA: Si usted requiere el valor de E de una sustancia independiente de la
reacción (ejemplo en una solución acuosa), este valor está dado por la
potencialidad de la sustancia, así:
Un ácido, E = número de hidrógenos sustituibles
Un hidróxido, E = número de OH sustituibles
Una sal, E = número total de cargas positivas o negativas
En un ácido oxácido u orgánico los hidrógenos sustituibles son los unidos a
oxígeno; si algún H está unido al no metal, este H no es sustituible. A
continuación hay unas ilustraciones de esta norma
H2SO4
E=2
O
O
O
O
H3PO4
E=3
H3PO3
E=2
H
H
O
H
H
O
O
H
S
H
O
P
O
CH3COOH
H
H
P
O
O
H
O
E=1
C
H
C
O
H
H