Balancear las ecuaciones químicas por tanteo o error

1) Balancear las ecuaciones químicas por tanteo o error
a) 𝐻2 + 𝐼2  𝐻𝐼
𝐻2 + 𝐼2  2𝐻𝐼 Ecuación balanceada
b) 𝑁2 + 𝐻2  𝑁𝐻3
𝑁2 + 𝐻2  2𝑁𝐻3
𝑁2 + 3𝐻2  2𝑁𝐻3 Ecuación balanceada
c) 𝑁𝑎𝐵𝑟𝑂3  𝑁𝑎𝐵𝑟 + 𝑂2
2𝑁𝑎𝐵𝑟𝑂3  2𝑁𝑎𝐵𝑟 + 𝑂2
Oxigeno es igual 2 + 3 = 6
2𝑁𝑎𝐵𝑟𝑂3  2𝑁𝑎𝐵𝑟 + 3𝑂2 Ecuación balanceada
d) 𝐻𝐼 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2  𝐶𝑎𝐼2 + 𝐻2 𝑂
Balancear el iodo
2𝐻𝐼 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2  𝐶𝑎𝐼2 + 𝐻2 𝑂
Balancear el Hidrogeno
2𝐻𝐼 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2  𝐶𝑎𝐼2 + 2𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada
e) 𝐻𝐵𝑟 + 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3  𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 𝐻2 𝑂
Balancear el bromo
3𝐻𝐵𝑟 + 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3  𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 𝐻2 𝑂
Balancear el Hidrogeno,
Hidrogeno es igual a 3+3 = 6
3𝐻𝐵𝑟 + 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3  𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 3𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada
f) 𝐻𝑁𝑂3 + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2  𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 + 𝐻2 𝑂
Balancear el nitrógeno
2𝐻𝑁𝑂3 + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2  𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 + 𝐻2 𝑂
Balancear el Hidrogeno
Hidrogeno es igual a 2 + 2 = 4
2𝐻𝑁𝑂3 + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2  𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 + 2𝐻2 𝑂 Ecuación Balanceada
g) 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3  𝐴𝑙(𝑁𝑂3 )3 + 𝐻2 𝑂
Balancear el nitrógeno
3𝐻𝑁𝑂3 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3  𝐴𝑙(𝑁𝑂3 )3 + 𝐻2 𝑂
Balancear el Hidrogeno
El hidrogeno es igual a 3+3 = 6
3𝐻𝑁𝑂3 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3  𝐴𝑙(𝑁𝑂3 )3 + 3𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada
h) 𝐻2 𝐶𝑂3 + 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3  𝐹𝑒2 (𝐶𝑂3 )3 + 𝐻2 𝑂
Balancear el hierro
𝐻2 𝐶𝑂3 + 2𝐹𝑒(𝑂𝐻)3  𝐹𝑒2 (𝐶𝑂3 )3 + 𝐻2 𝑂
Balancear el carbono
3𝐻2 𝐶𝑂3 + 2𝐹𝑒(𝑂𝐻)3  𝐹𝑒2 (𝐶𝑂3 )3 + 𝐻2 𝑂
Balancear el hidrogeno
Hidrogeno es igual a 6 + 6 = 12
3𝐻2 𝐶𝑂3 + 2𝐹𝑒(𝑂𝐻)3  𝐹𝑒2 (𝐶𝑂3 )3 + 6𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada
i) 𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3  𝐴𝑙2 (𝑆𝑂4 )3 + 𝐻2 𝑂
Balancear el azufre
3𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3  𝐴𝑙2 (𝑆𝑂4 )3 + 𝐻2 𝑂
Balancear el aluminio
3𝐻2 𝑆𝑂4 + 2𝐴𝑙(𝑂𝐻)3  𝐴𝑙2 (𝑆𝑂4 )3 + 𝐻2 𝑂
Balancear el hidrogeno
Hidrogeno es igual a 6 + 6 = 12
3𝐻2 𝑆𝑂4 + 2𝐴𝑙(𝑂𝐻)3  𝐴𝑙2 (𝑆𝑂4 )3 + 6𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada
j) 𝐻3 𝑃𝑂4 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2  𝐶𝑎3 (𝑃𝑂4 )2 + 𝐻2 𝑂
Balancear el calcio
𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎(𝑂𝐻)2  𝐶𝑎3 (𝑃𝑂4 )2 + 𝐻2 𝑂
Balancear el fosforo
2𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎(𝑂𝐻)2  𝐶𝑎3 (𝑃𝑂4 )2 + 𝐻2 𝑂
Balancear el hidrogeno
Hidrogeno es igual a 6 + 6 = 12
2𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎(𝑂𝐻)2  𝐶𝑎3 (𝑃𝑂4 )2 + 6𝐻2 𝑂 Ecuación balanceada
2) investigar las clases de reacciones con su respectivo ejemplo:
a) Reacciones endotérmicas.
Una reacción endotérmica es aquella que para tener lugar debe absorber energía, en
forma de calor o radiación, de sus alrededores. Generalmente, aunque no siempre, pueden
reconocerse por un descenso de la temperatura en su entorno; o por el contrario, necesitan
de una fuente de calor, como la obtenida por una llama ardiente. La absorción de energía o
calor es lo que tienen en común todas las reacciones endotérmicas; la naturaleza de las
mismas, así como las transformaciones involucradas, son muy diversas. ¿Cuánto calor
deben absorber? La respuesta depende de su termodinámica: la temperatura a la que la
reacción ocurre espontáneamente.
Por ejemplo, una de las reacciones endotérmicas más emblemáticas es el cambio de
estado del hielo a agua líquida. El hielo necesita absorber calor hasta que su temperatura
alcance los 0ºC aproximadamente; a esa temperatura su fusión se vuelve espontánea, y el
hielo absorberá hasta que se haya fundido por completo. El cambio de estado no es
propiamente una reacción química; sin embargo, sucede lo mismo: el producto (el agua
líquida) tiene mayor energía que el reactante (hielo). Esta es la principal característica de
una reacción o proceso endotérmico: los productos son más energéticos que los reactivos.
Ejemplos de reacciones endotérmicas comunes
Evaporación del hielo seco
Quien haya visto alguna vez aquellos vapores blancos emanando de un carrito de
helados ha presenciado uno de los ejemplos más comunes de una “reacción” endotérmica.
Más allá de unos helados estos vapores desprendidos de unos sólidos blancos, llamados
hielos secos, también han formado parte de los escenarios para crear el efecto de neblina.
Este hielo seco no es más que dióxido de carbono sólido, el cual al absorber la temperatura
y ante la presión externa comienza a sublimarse.
Reacción del nitrógeno atmosférico y formación de ozono
El aire se compone principalmente de nitrógeno y oxígeno. Durante las tormentas
eléctricas, se libera una energía tal que puede romper los fuertes enlaces que mantienen
unidos los átomos de nitrógeno en la molécula de N2:
N2 + O2 + Q => 2NO
Por otro lado, el oxígeno puede absorber radiación ultravioleta para convertirse en ozono;
alótropo del oxígeno que es muy beneficioso en la estratósfera, pero perjudicial para la vida
al nivel de tierra. La reacción es:
3O2 + v => 2O3
Donde v significa radiación ultravioleta. El mecanismo detrás de esa simple ecuación es
muy complejo.
b) reacciones exotérmicas
Se entiende por una reacción exotérmica (del griego –exo, “hacia afuera”, y thermos,
“calor”) aquellas reacciones químicas que al producirse liberan o desprenden energía, ya
sea en forma de calor, luz u otras formas de energía. Toda reacción exotérmica se
caracteriza por que los niveles de energía de sus reactivos son mayores que los de su
producto, lo cual significa que parte de la energía química contenida en sus enlaces se ha
liberado bajo una nueva forma. Estas reacciones son de suma importancia para la
bioquímica, por ejemplo, ya que son ellas justamente las que un organismo viviente
propicia en su metabolismo para obtener energía.
La mayoría de las reacciones exotérmicas son de oxidación, y de ser muy violentas
pueden generar fuego, tal y como la combustión. Lo mismo ocurre en las transiciones de la
materia de un estado de agregación a otro de menor energía, como de gas a líquido
(condensación), por ejemplo, o de líquido a sólido (solidificación). De hecho, muchas
reacciones exotérmicas son peligrosas para la salud porque la energía liberada es abrupta y
sin control, pudiendo producir quemaduras u otros daños a los seres vivientes.
Ejemplos de reacción exotérmicas
La combustión. Al inyectar un mínimo de energía calórica a un combustible (como la
gasolina, el gas natural, el gas metano, etc.) en presencia de oxígeno, se produce un
fenómeno exotérmico conocido como combustión, y que no es más que una oxidación
violenta, en la cual se produce fuego: luz y calor, que puede canalizarse para ser una
explosión (energía cinética), como ocurre en los motores de combustión interna.
Oxidación de la glucosa. Esta es la reacción que llevamos a cabo los animales para
obtener energía metabólica: tomamos el oxígeno de la respiración y lo usamos para oxidar
los azúcares, rompiendo la molécula de glucosa en moléculas más simples (glucólisis) y
obteniendo como recompensa moléculas de ATP, ricas en energía química.
Mezcla de potasio y agua. El potasio es un potente desecante (base fuerte) que al ser
mezclado con agua libera hidrógeno y enormes cantidades de energía en una explosión.
Esto ocurre con todos los metales alcalinos o alcalinotérreos, aunque no siempre con la
misma cantidad de energía liberada.
La formación de amoníaco. Para formar el amoníaco (𝑁𝐻3 ) se hace reaccionar
nitrógeno (𝑁2 ) e hidrógeno (𝐻2 ), lo cual supone la obtención de una molécula menos
energética que las moléculas puestas en reacción. Esa diferencia de energía debe liberarse,
y ocurre como un incremento de temperatura (calor)
Reacciones de síntesis o combinación
Las reacciones de síntesis o combinación ocurren cuando dos o más reactivos forman un
solo producto; generalmente se libera calor (Δ) (reacción exotérmica). También se les
conoce como reacciones de adición.
La forma general de la ecuación para este tipo de reacciones es el siguiente:
A + B  AB
Metal + oxígeno produce óxido metálico
Ejemplo 4𝐴𝑙(𝑠) + 3𝑂2(𝑔)  2𝐴𝑙2 𝑂3
Oxido de aluminio
Metal + no metal produce sal binaria
Ejemplo 2𝐴𝑙(𝑠) + 3𝑆(𝑠)  𝐴𝑙2 𝑆3(𝑠)
Sulfuro de aluminio
Reacciones de desplazamiento simple o sustitución
Las Reacciones de Desplazamiento o Reacciones de Sustitución son aquellas en las
que un elemento de un compuesto es sustituido por otro que interviene en la reacción según
la siguiente fórmula:
A + BC → B + AC
Donde el elemento B del compuesto BC es sustituido por el elemento A.
Ejemplos de Reacciones de Desplazamiento:
2𝑁𝑎𝐼 + 𝐵𝑟2  2𝑁𝑎𝐵𝑟 + 𝐼2
2𝐻𝐶𝑙 + 𝑍𝑛  𝐶𝑙2 𝑍𝑛 + 𝐻2
2𝑁𝑎 + 2𝐻2 𝑂  2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2
Reacciones de doble desplazamiento o intercambio
Las reacciones de desplazamiento doble, también llamadas de sustitución doble, de
intercambio o reacciones de metátesis, suceden cuando las partes de dos compuestos
iónicos se intercambian, produciendo dos compuestos nuevos. El patrón general de las
reacciones de desplazamiento doble se ve así:
𝐴+ 𝐵 − + 𝐶 + 𝐷−  𝐴+ 𝐷− + 𝐶 + 𝐵 −
El nitrato de plata en solución acuosa reacciona con cloruro de sodio también en solución
acuosa para formar el precipitado de cloruro de plata, quedando en solución el nitrato de
sodio según la siguiente ecuación:
En el siguiente ejemplo, reacciona nitrato de plomo (II) con una solución de yoduro de
potasio para formar un precipitado color amarillo de yoduro de plomo (II) según la
siguiente ecuación:
Reacciones de óxido- reducción
Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente,
reacción rédox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre
los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación. Para que exista una
reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones,
y otro que los acepte:
El agente oxidante es aquel elemento químico que tiende a captar esos electrones,
quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura
química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un
elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo
que se llama un «par rédox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico
capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma
un par rédox con su precursor oxidado. Cuando una especie puede oxidarse, y a la vez
reducirse, se le denomina anfolito, y al proceso de la oxidación-reducción de esta especie se
le llama anfolización.
Ejemplos de Reacciones Redox:
𝐹𝑒2 𝑂3 + 3𝐶𝑂  2𝐹𝑒 + 3𝐶𝑂2
Reducción: el Fe pasa de un estado de oxidación de +3 a 0 por lo tanto se reduce
Oxidación: el C pasa de +2 a +4 por lo tanto se oxida
3) Investigar los siguientes términos
Oxidación: Indica la acción y efecto de oxidar u oxidarse. La oxidación es un fenómeno en
el cual un elemento o compuesto se une con el oxígeno, aunque rigurosamente hablando, la
oxidación como tal se refiere al proceso químico que implica la pérdida de electrones por
parte de una molécula, átomo o ion. Cuando esto ocurre, decimos que la sustancia ha
aumentado su estado de oxidación.
Reducción: es toda aquella reacción química donde los átomos de uno de los reactivos
termina ganando electrones; lo que también puede verse de esta manera: se reduce su
vacancia o “incomodidad” electrónica. Un átomo gana electrones cuando una especie los
dona; es decir, se oxida.
Agente oxidante: Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por
tanto, se reduce en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental
con calcio:
𝐶𝑎 + 𝐶𝑙2  𝐶𝑎𝐶𝑙2
Agente reductor: Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por
tanto, se oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo, cuando se
hacen reaccionar cloro elemental con calcio.
k) 𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 𝑀𝑔𝑆𝑂4  𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐹𝑒2 (𝑆𝑂4 )3
Balancear el hierro
2𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 𝑀𝑔𝑆𝑂4  𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐹𝑒2 (𝑆𝑂4 )3
Balancear el bromo, 2*3= 6
2𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 𝑀𝑔𝑆𝑂4  3𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐹𝑒2 (𝑆𝑂4 )3
Balancear el magnesio
2𝐹𝑒𝐵𝑟3 + 3𝑀𝑔𝑆𝑂4  3𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐹𝑒2 (𝑆𝑂4 )3 Ecuación balanceada
l) 𝐹𝑒 + 𝑁𝑎𝑁𝑂3  𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )3 + 𝑁𝑎
Balancear el nitrógeno
𝐹𝑒 + 3𝑁𝑎𝑁𝑂3  𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )3 + 𝑁𝑎
Balancear el sodio
𝐹𝑒 + 3𝑁𝑎𝑁𝑂3  𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )3 + 3𝑁𝑎 Ecuación balanceada
m) 𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐾𝑁𝑂3  𝐾𝐵𝑟 + 𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2
Balancear el bromo
𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 𝐾𝑁𝑂3  2𝐾𝐵𝑟 + 𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2
Balancear el potasio
𝑀𝑔𝐵𝑟2 + 2𝐾𝑁𝑂3  2𝐾𝐵𝑟 + 𝑀𝑔(𝑁𝑂3 )2 Ecuación balanceada
n) 𝐶𝑢 + 𝐻𝐼  𝐶𝑢𝐼2 + 𝐻2
Balancear iodo
𝐶𝑢 + 2𝐻𝐼  𝐶𝑢𝐼2 + 𝐻2 Ecuación balanceada