En estas reacciones se indica la presión, temperatura y estado físico de las sustancias:

En estas reacciones, el oxígeno se combina con una sustancia combustible y como consecuencia se desprende calor y/o luz. Las sustancias orgánicas puede presentar reacciones de combustión completas o incompletas:

Ej. :

Ej. :

Según Fco. A. Villegas (Univ. de Colombia), para que se produzca una reacción química tal como:

Se requiere una serie de etapas intermedias o etapas sucesivas y simultáneas . Un posible mecanismo para la reacción mencionada es el siguiente:

• En la primera etapa la molécula de A₂ se descompone en dos átomos iguales de manera rápida.
• En la segunda etapa, la más lenta de todo el proceso, la molécula de B₂ se divide también en dos átomos .
• En las etapas tercera y cuarta y que ocurren de manera simultánea, un átomo de A, se combina con un átomo de B, para formar el compuesto AB de manera más rápida que la etapa segunda.
• La suma algebraica de todas las etapas, resulta la reacción neta.

Como se aprecia, cuando una reacción ocurre en varias etapas, generalmente una de ellas, es más lenta que las demás, actuando como reguladora de la velocidad de reacción global,, tomando por ello el nombre de etapa determinante o controlante de la velocidad de reacción.

Ej. :

La reacción entre el cloruro de yodo y el hidrógeno, para formar yodo y cloruro de hidrógeno, si se realizara en una sola etapa, sería de tercer orden ( de segundo orden respecto al ICl y de primero respecto al H₂), pero se ha encontrado experimentalmente que la reacción es de primer orden para ambos reactivos, y por tanto, de segundo orden global. Esto se puede entender suponiendo que la reacción ocurre en dos partes o etapas, como las siguientes:

La primera reacción es lenta, comportándose como la controlante de la velocidad, la que explica los resultados experimentales. Como es lógico, cuando una reacción ocurre en varias etapas, la suma de estas reacciones parciales es igual a la reacción final.

En estas reacciones es frecuente la intervención de radicales libres, esto es, moléculas o átomos que tienen normalmente una valencia sin saturar.

Ej. : En la descomposición térmica del acetaldehído ocurre lo siguiente:

a) CH₃CHO ® CHO + CH₃ (iniciación)

b) H₃CHO + CH₃ ® CH₄ + CO + CH₃ (propagación)

c) 2CH₃ ® CH₃ CH₃ (terminación)

El primer proceso, es una descomposición del acetaldehído en radicales formaldehído y metilo, produciéndose la reacción de iniciación de la cadena , (donde una molécula absorbe energía en forma de calor, luz o radiación ultravioleta) dando inicio al proceso total y produciéndose además radicales metilo, que son los portadores de la cadena y que tras el segundo proceso, llamado de propagación de la cadena, ( se lleva a cabo mediante el proceso de los radicales libres, uniendo dos elementos y dejando uno libre)puede causar la descomposición de muchas moléculas de acetaldehído. Si no fuera por la reacción tercera, llamada de terminación de la cadena,(los átomos se unen y forman moléculas) en donde se combinan entre sí los dos radicales metilo, la reacción no concluiría hasta terminar todo el acetaldehído, porque un solo radical metilo lo podría descomponer todo, puesto que al hacerlo según el segundo proceso, se regeneraría metilo. También se puede considerar la cadena inhibidora cuando un átomo choca con determinada molécula inhibiendo toda la reacción. Veamos otro ejemplo:

En la ecuación :

Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción química. No deben confundirse con los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya que estos indican el número de átomos que conforman la sustancia. Si se modifican los coeficientes, cambian las cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias diferentes.

Para balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente:

• Conocer las sustancias reaccionantes y productos.
• Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula.
• Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden.
• El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente forman agua (sustancia de relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se realiza en solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de cristalización.

Ej. :

2 H₂SO₄

Significa:

• Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles)
• En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno.

• Sin cambio de estados de oxidación en ningún elemento reaccionante:

1. Ensayo y Error o Tanteo.
2. Mínimo Común Múltiplo.
3. Coeficientes Indeterminados o Algebraico.

• Algunos elementos cambian su valencia:

1. REDOX
2. Ion Electrón o Semirreacción: En medio ácido y básico.

Se emplea para balancear ecuaciones sencillas. Se realiza al "cálculo" tratando de igualar ambos miembros. Para ello utilizaremos el siguiente ejemplo:

N₂ + H_{2 ®} NH₃

• Identificamos las sustancias que intervienen en la reacción. En este caso el nitrógeno y el hidrógeno para obtener amoniaco.
• Se verifica si la ecuación está balanceada o no. En este caso notamos que ambos miembros no tienen la misma cantidad de átomos, por lo tanto no está balanceada.
• Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas o símbolos que los necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente en menos sustancias:

• El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el hidrógeno:

• Si un coeficiente no es entero, entonces debe multiplicar todos por el mayor de los denominadores. En este caso no ocurre.

Como es un tanteo, debe recordar que las reglas indicadas, son recomendaciones. Aún así, para cualquier ejercicio, empiece usted, por donde desee pero tomando como parámetro que el número de átomos de este elemento está definido en uno de los miembros.

• Primero balanceamos el metal aluminio:

• Luego seguimos con el azufre:

• Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balanceado automáticamente:

1. Fe + HCl ® FeCl₃ + H₂

2. H₂SO₄ + Ca₃ (PO₄ )₂ ® CaSO₄ + H₃PO₄

3. CO₂ + H₂O ® C₆H₁₂O₆ + O₆

4. C₃H₈ + O₂ ® CO₂ + H₂O

5. CaCO_{3 ®} CaO + CO₂

Balancear:

H₂SO₄ + Ca₃(PO₄ )_{2 ®} CaSO₄ + H₃PO₄

• Se obtiene el número total de oxidación de los radicales halogénicos:

• Se escriben los números de oxidación totales de los radicales, debajo de cada compuesto que los contiene:

• Se halla el MCM de los números que indican los estados de oxidación, en este caso el MCM es 6; luego se divide entre cada uno de ellos:

• Estos cocientes son los correspondientes coeficientes de los compuestos de la ecuación, así :

• Escribimos los números de oxidación de los radicales halogénicos y básicos:

• Como el MCM es 3, dividiendo obtenemos: 1 ; 3 ; 1 ; 3. Luego la ecuación balanceada será:

KOH + Cl_{2 ®} ClK + KClO₃ + H₂O

• Se asignan coeficientes literales a cada uno de los elementos o compuestos presentes, así:

a KOH + b Cl_{2 ®} c ClK + d KClO₃ + e H₂O

• Se igualan las cantidades de las sustancias reactantes con las sustancias del producto, mediante sus coeficientes, resultando una cantidad de ecuaciones equivalente a la cantidad de variables literales; así:

• Si faltara una ecuación, se da un valor numérico a una sola de las variables; si faltaran dos variables, se asignarían dos valores para dos variables. En este caso, se escoge la ecuación más simple y se le asigna un valor numérico a una incógnita; es aconsejable darle el valor 1, así:

• Cuando hay valores fraccionarios se prefiere eliminar los denominadores, multiplicando por el denominador apropiado ( en este caso por 3) :

e = 1 * 3 = 3

a = 2 * 3 = 6

d = 1/3 * 3 = 1

c = 5/3 * 3 = 5

b = 1 * 3 = 3

• La ecuación balanceada será :

Balancear:

K₂Cr₂O₇ + HCl ® KCl + CrCl₃ + Cl₂ + H₂O

• Escribimos los coeficientes incógnita:

a K₂Cr₂O₇ + b HCl ® c KCl + d CrCl₃ + e Cl₂ + f H₂O

• Igualamos las cantidades de las sustancias en ambos miembros:

K ® 2 a = c (1)

Cr ® 2a = d (2)

O ® 7a = f (3)

Cl ® b = c + 3d + 2 e (4)

H® b = 2f (5)

• Reemplazando valores se tiene:

Si a = 1 ® c = 2 (en 1),

d = 2 (en 2) ;

f = 7 ( en 3);

b = 14 ( en 5);

e = 3 ( en 4)

• Escribimos los coeficientes encontrados:

2. - Ca₃(PO₄)₂ + H₂SO₄ + H₂O ® Ca(H₂PO₄)₂ + CaSO₄. 2H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14 HCl ® 2 KCl + 2 CrCl₃ + 3 Cl₂ + 7 H₂O

EJERCICIOS

Balancear por Coeficientes Indeterminados:

1. H₂SO₄ + HBr ® SO₂ + H₂O + Br₂

3. H₂ SO₄ + NaCl + MnO₂ ® H₂O + NaHSO₄ + MnSO₄ + Cl₂
4. HgS + HCl +HNO₃ ® H₂HgCl₄ + NO + S + H₂O
5. I₂ + HNO_{3 ®} HIO₃ + NO + S + H₂O

Recordemos:

Oxidación: Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos pierde electrones. En una ecuación química se nota por el aumento algebraico en su estado de oxidación. Ej. :

Al⁰ ® Al ³⁺

Reducción: Cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana electrones. En una ecuación química se distingue por la disminución en su estado de oxidación. Ej. :

Fe²⁺ ® Fe⁰

Ej. : Si el Al cambia su estado de oxidación de 0 a 3+, significa que ha perdido tres electrones. En cambio el Fe, que ha variado de 2+ a 0, ha ganado dos electrones.

En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. El número de electrones ganado por un átomo o grupo de átomos, es perdido por otro átomo o grupo de átomos. En estas reacciones NO hay producción ni consumo de electrones, sólo hay transferencia.

Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman reductores.

Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan oxidantes.

El número de oxidación, representa el estado de oxidación de un átomo. Permite determinar la cantidad de electrones ganados o perdidos en un cambio químico por un átomo, una molécula o un ión. Se determina de la siguiente manera:

• Los iones simples como Na⁺ , Ca²⁺ , S^2-, etc. , tienen un número de oxidación idéntico a su carga ( 1+, 2+, 2-), respectivamente.
• Los átomos o moléculas de los elementos libres Fe, Cu, O, P₄, Cl₂, etc. , tienen número de oxidación 0 (cero), pues no han perdido ni ganado electrones.
• En diferentes compuestos el H y el O tienen número de oxidación 1+ y 2- respectivamente, excepto en los casos en que el hidrógeno forma parte de los hidruros (NaH, LiH...) y el oxígeno forma peróxidos (H₂O₂...) en ambos casos exhiben número de oxidación 1-; o cuando reacciona con el fluor.
• El número de oxidación de otros átomos en moléculas o iones complejos, se establece así:
• El número de oxidación de los elementos conocidos como el hidrógeno y oxígeno, se escriben en la parte superior en los lugares respectivos. Se multiplica luego por el número de átomos (2*4, 1*2) y los productos se escriben en la parte inferior. La suma total de los números de oxidación de los iones complejos es igual a la carga del ion. En una molécula neutra la suma total es cero; por lo tanto, el número de oxidación del átomo problema se calcula así:

1+(2) + X + 2-(4) = 0

2 + X + 8- = 0

X = 8 – 2

X = 6

El número encontrado se divide entre el número de átomos problema ( 6/1) y el resultado es el número de oxidación buscado( en este caso del azufre):

Para saber si un átomo gana o pierde electrones de manera directa se puede tomar como referencia los signos (+) ganancia y (-) pérdida de electrones, para luego plantear la siguiente operación:

Entonces:

Ej. :

Pierde seis electrones, entonces hay una oxidación.

Luego:

Estos cálculos que parecen engorrosos y una pérdida de tiempo se pueden realizar mentalmente, facilitando todo el trabajo. Ej. :

Balancear:

Al₂ O₃ + C + Cl_{2 ®} CO + AlCl₃

• Se determinan los números de oxidación para determinar cambios:

Al₂³⁺ O₃^2- + C⁰ + Cl₂⁰ _® C²⁺O^2- + Al³⁺Cl₃^1-

• Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al cambio del número de oxidación:

• Se procede a escribir las ecuaciones iónicas:

• Se multiplica en las ecuaciones el número de electrones por coeficientes adecuados para que el total de electrones perdidos sea igual al número de electrones ganados:

• Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual:

• Se concluye el balanceo por tanteo. En el ejemplo como la ecuación ya quedó balanceada, no es necesario este proceso.

(Nota: Hay modificaciones según los diversos autores)

CrI₃ + Cl₂ + NaOH ® Na₂CrO₄ + Na I O₄ + NaCl + H₂O

(Podemos obviar varios pasos):

En este caso especial tres átomos cambian su valencia:

2 CrI₃ + 27 Cl₂ + ¿ NaOH ® Na₂CrO₄ + 6 Na I O₄ + 54NaCl + ¿ H₂O

2 CrI₃ + 27 Cl₂ + 64NaOH ® 2Na₂CrO₄ + 6 Na I O₄ + 54NaCl + 32H₂O

(Verificar)

1. Cu + HNO₃ ® Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

2. NaClO₃ + K₂SnO_{2 ®} NaCl + K₂SnO₃

3. FeS₂ + O₂ ® Fe₂O₃ + SO₂

4. Zn + NaNO₃ + NaOH ® Na₂ZnO₂ + NH₃ + H₂O

5. KMnO₄ + H₂SO₄ + H₂O_{2 ®} MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄

Se suman algebraicamente las dos semirreacciones, eliminándose por cancelación, los términos que representan electrones y en algunos casos molécula o iones.

Se introducen los coeficientes en la ecuación balanceada y luego se ajustan por tanteo los coeficientes de las especies que no han variado su estado de oxidación.

Se considera que no se ionizan: Los elementos en estado libre (átomos o moléculas) y los óxidos y sustancias covalentes.

Se presentan dos casos de balanceo por el método del ion electrón: En medio ácido y en medio básico:

Se debe tener en cuenta además de las normas generales, las siguientes:

• El balance de masa en las semirreacciones se ejecuta así: Añadiendo, donde hay defecto de oxígeno, el mismo número de moléculas de agua; y, en el otro miembro de la ecuación se colocan iones H⁺ o protones en un número igual al de átomos de hidrógeno existentes en las moles de agua añadidas.

Balancear:

Zn + HNO_{3 ®} NO + Zn(NO₃)₂ + H₂O

• Escribimos los números de oxidación, e identificamos los cambios:

• Planteamos las semirreacciones:

Zn⁰ → Zn²⁺

(NO₃)^- → NO⁰

• Realizamos el balance de masa:

Zn⁰ → Zn²

(NO₃)^- + 4H⁺ ® NO⁰ + 2H₂O

• Ahora balanceamos la carga:

Zn⁰ → Zn²⁺ + 2e^-

(NO₃)^- + 4H⁺ + 3e^- ® NO⁰ + 2H₂O

• Igualamos el número de electrones:

• Sumamos algebraicamente:

• Introducimos los coeficientes encontrados y ajustamos:

• Balanceamos los elementos que no han variado (en este caso no es necesario):

3 Zn + 8 HNO₃ ® 3 Zn(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

(Verificar)

• Escribimos los números de oxidación y elaboramos las semirreacciones:

2MnO₂ + 3PbO₂ + 6HNO₃ ® 2HMnO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2 H₂O

1. KMnO₄ + H₂S + HCl → MnCl₂ + S + KCl + H₂O
2. Br₂ + SO₂ + H₂O → HBr + H₂SO₄
3. HNO₃ + H₂S → NO + S + H₂O
4. Ca(ClO)₂ + KI + HCl → I + CaCl₂ + H₂O + KCl
5. KCl + KMnO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O + Cl₂

También se debe tener en cuenta las orientaciones generales, además de las siguientes:

• Para igualar la masa: Donde hay mayor número de oxígeno se añade igual número de agua (moles); en el otro miembro se coloca el doble de la cantidad de iones (OH)^1- en relación con el número de moles de agua. Ej. :

Balancear:

Bi₂O₃ + NaClO + NaOH ® NaBiO₃ + NaCl + H₂O

• Escribimos sus estados de oxidación e identificamos los cambios sufridos:

• Planteamos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las cargas:

• Igualamos y luego sumamos:

• Introducimos coeficientes:

Bi₂O₃ + 2NaClO + 2NaOH ® 2NaBiO₃ + 2 NaCl + H₂O

• En este caso no es necesario complementar con balance por tanteo.

• Escribimos los estados de oxidación e identificamos los cambios:

• Escribimos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las cargas:

N³⁺H₃ + 6(OH) ® (NO₃)^1- + 3 H₂O + 8e^- (exceso de H)!

(CrO₄)^2- + 4H₂O + 3e^- ® Cr³⁺ + 8(OH)^1-

• Igualamos y luego sumamos:

• Finalmente colocamos los coeficientes respectivos en la ecuación y notamos que el NaCl no tiene coeficiente conocido:

3 NH₃ + 8 Na₂Cr O₄ + 14 H₂O + X NaCl ® 3NaNO₃ + 8 CrCl₃ + 37NaOH

Por: