Taller de igualación Guía Igualación 2020

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AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS 
 
Una reacción química es un proceso en el cual las sustancias llamadas reactivos sufren una 
transformación en la que se produce una redistribución de los enlaces químicos de manera tal 
que se forman nuevas sustancias, llamadas productos. 
Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas, de la siguiente forma: 
 
NaH + H2O NaOH + H2 
 
 
Toda ecuación química cumple con el principio de conservación de la masa: debe contener el 
mismo número de cada tipo de átomos a cada lado de la ecuación. Cuando este requisito se 
cumple se dice que la ecuación está balanceada. 
 
A continuación, veremos cómo balancear o igualar las ecuaciones químicas. Para ello es 
necesario tener en cuenta la siguiente clasificación. 
- Reacciones de tipo I: No hay cambios en el número de oxidación entre los reactivos y 
productos. Las ecuaciones químicas de estas reacciones pueden igualarse por tanteo. 
- Reacciones de tipo II: Los elementos en las reacciones de óxido-reducción o reacciones redox 
sufren cambios en los números de oxidación al transformarse de reactivos a productos. Se 
clasifican a su vez en: 
 - Reacciones en vía seca: Son aquellas que no ocurren en solución acuosa, las 
 reconocemos por la ausencia de H2O (l) en la ecuación química. Se igualan por el método 
del número de oxidación. 
- Reacciones en vía húmeda: Son aquellas que ocurren en solución acuosa. Las 
reconocemos por la presencia de H2O (l) en la ecuación química y porque las sustancias 
se encuentra en solución acuosa (ac). Dependiendo del pH del medio de reacción, 
tendremos reacciones en medio ácido o en medio básico. 
 
Recuerde los siguientes conceptos: 
Reactivos Productos 
Número de oxidación: es igual a la carga que un átomo de ese elemento adopta o adoptaría si se 
encuentra o encontrara en una unión iónica pura. 
Oxidación: Proceso por el cual un elemento pierde electrones, aumentando su número de 
oxidación. 
Reducción: Proceso por el cual un elemento gana electrones, disminuyendo su número de 
oxidación. 
 
Método del número de oxidación 
 
1- Calcular los números de oxidación de todos los átomos que intervienen en la reacción. El 
número de oxidación del un elemento se anota, con su respectivo signo delante, arriba del 
símbolo químico del elemento. 
2- Verificar cuáles cambian su número de oxidación. 
3- Plantear dos semirreacciones (oxidación y reducción) para los pares de átomos que cambian 
su número de oxidación. Efectuar el balance estequiométrico y eléctrico. Se entiende por 
balance estequiométrico el llegar al mismo número de átomos de cada elemento a la 
izquierda y a la derecha de la semiecuación. Se entiende por balance eléctrico el llegar al 
mismo número de cargas a la derecha y a la izquierda de la semiecuación. Para ello se 
agregan tantos e- como sean necesarios del lado donde corresponda. 
4- Igualar el número de electrones perdidos en la oxidación con los ganados en la reducción, 
multiplicando ambas semirreacciones en forma invertida de acuerdo a los electrones puestos 
en juego por coeficientes adecuados. 
5- Sumar miembro a miembro y simplificar los electrones. 
6- Igualar la ecuación molecular empleando de ser necesario un ligero tanteo. 
7- Verificar que la combinación de coeficientes sea aquella que contenga números enteros y que 
a su vez sean los menores posibles. 
 
Ejemplo: 
KMnO4(s) + calor → MnO2(s) + K2MnO4 (s) + O2 (g) 
 
Al calcular los números de oxidación de cada elemento, nos encontramos con que: 
- El O (estado de oxidación -2) KMnO4 se oxida a O2 (estado de oxidación 0) 
- El Mn (estado de oxidación +7) del KMnO4 se reduce a Mn estado de oxidación +4 en el MnO2 
y se reduce a Mn estado de oxidación +6 en el K2MnO4 
 
Escribimos las reacciones de oxidación y reducción 
 
Semirreacción de oxidación sin igualar O-2 → O2 
Semirreacción de reducción sin igualar Mn+7 → Mn+6 + Mn+4 
 
Balanceamos ambas ecuaciones estequiometrica y electrónicamente. 
 
Semirreacción de oxidación 2 O-2 → O2 + 4 e
- 
Semirreacción de reducción 2 Mn+7 + 4 e- → Mn+6 + Mn+4 
 
Como el número de electrones es el mismo no es necesario multiplicar en forma invertida y al 
sumar ambas semirreacciones, resulta: 
2 O-2 + 4 e- + 2 Mn+7 → O2 + 4 e
- + Mn+4 + Mn+6 
 
Podemos simplificar los electrones: 
2 O-2 + 2 Mn+7 → O2 + Mn
+4 + Mn+6 
 
Ahora trasladamos los coeficientes obtenidos a la ecuación original: 
 
2 KMnO4(s) → MnO2(s) + K2MnO4 (s) + O2 (g) 
 
 
 
 
 
 
 
Método del ión-electrón para ajuste de ecuaciones rédox. 
 
1- Ionizar aquéllas especies que sean electrolitos: ácidos, bases o sales. No se ionizan ni el agua, 
ni el peróxido de hidrógeno, ni los gases ni las sustancias poco solubles ni los óxidos de no 
metales. Tampoco se ionizan los electrolitos débiles ya que están poco ionizados y además 
conviene escribirlos en forma molecular para facilitar la igualación. 
2- Calcular los números de oxidación de todos los átomos que intervienen en la reacción. 
3- Verificar aquéllas especies donde haya átomos que cambien su número de oxidación. 
4- Plantear los dos sistemas o semirreacciones (oxidación y de reducción). En este caso, las 
semirreacciones se escriben con los iones o moléculas, según corresponda, de los elementos 
que sufren los cambios en el número de oxidación. 
5- Efectuar el balance estequiométrico. Para ello, primero se igualan los átomos diferentes del 
oxígeno y para igualar los átomos de oxígeno: 
a. En medio ácido: 
i. Por cada oxígeno que sobra, se agrega el mismo número de moléculas de agua 
del lado contrario de la semirreacción. Luego, se igualan los hidrógenos como 
se indica en ii. 
ii. Por cada hidrógeno que sobra se coloca del otro lado de la flecha tantos 
cationes hidrógeno (H+) como hidrógenos sobran. 
b. En medio básico: 
i. Por cada oxígeno que sobra se coloca del mismo lado igual número de 
moléculas de agua y del otro lado el doble de iones oxhidrilo (OH-). 
ii. Por cada hidrógeno que sobra se coloca del mismo lado igual número de 
oxhidrilos y del otro lado igual número de moléculas de agua. 
6- Efectuar el balance eléctrico. 
7- Multiplicar las semirreacciones por coeficientes adecuados para que la cantidad de electrones 
cedidos en la oxidación sea igual a la de electrones ganados en la reducción. Se consideran 
adecuados aquellos coeficientes que sean los más bajos posibles. 
8- Igualar la ecuación molecular empleando de ser necesario un ligero tanteo para aquellos 
átomos cuyo número de oxidación no cambia. 
 
Ejemplos: 
KMnO4 (ac) + KCl (ac) + H2SO4 (ac) → MnSO4 (ac) + Cl2 (g) + K2SO4 (ac) + H2O (l) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Al calcular los números de oxidación de cada elemento, nos encontramos con que: 
- El Cl (estado de oxidación -1) del KCl se oxida a Cl2 (estado de oxidación 0) 
- El Mn (estado de oxidación +7) del KMnO4 se reduce a Mn (estado de oxidación +2) en el 
MnSO4. 
Por lo que confirmamos que se trata de una reacción de tipo II (óxido reducción) 
Realizaremos la igualación por método de ion-electron. 
Primero reescribimos la ecuación química en forma ionizada: 
 
K+ + MnO4
-
 + K
+ + Cl- + 2H+ + SO4
2- → Mn2+ + SO4
2- + Cl2 + 2K
+ + SO4
2- + H2O 
 
 
 
 
 
Escribimos las reacciones de oxidación y reducción... 
 
Semirreacción de oxidación sin igualar: Cl- → Cl2 
Semirreacción de reducción sin igualar: MnO4
-- → Mn2+ 
 
La presencia de H2O y 
especies en solución 
acuosa (ac) indica que la 
reacción ocurre por vía 
húmeda 
Medio ácido 
Notar las especies que 
no se ionizan. 
Balanceamos ambas ecuaciones estequiometrica y electrónicamente. Para el balance 
estequiométrico de los O del MnO4
-- , recordemos que estamos trabajando en medio ácido por lo 
que seguiremos los pasos que se han indicado para dicho caso. 
Semirreacción de oxidación:2 Cl- → Cl2 + 2 e
- 
Semirreacción de reducción: 5 e- + 8 H+ + MnO4
-- → Mn2+ + 4 H2O 
 
Dado que los electrones que se ceden en la oxidación son iguales a los ganados por las especies 
que se reducen, según el principio de electroneutralidad, para que se cumpla este principio 
multiplicamos por los electrones intercambiados. 
 
Semirreacción de oxidación: (2 Cl- → Cl2 + 2 e
- ) x 5 
Semirreacción de reducción: ( 5 e- + 8 H+ + MnO4
-- → Mn2+ + 4 H2O ) x 2 
 
Al aplicar la multiplicación y sumar ambas semirreacciones, resulta: 
10 Cl- + 10 e- + 16 H+ + 2 MnO4
-- → 5 Cl2 + 10 e
- + 2 Mn2+ + 8 H2O 
Podemos simplificar los electrones: 
 
10 Cl- + 16 H+ + 2 MnO4
-- → 5 Cl2 + 2 Mn
2+ + 8 H2O 
Ahora trasladamos los coeficientes obtenidos a la ecuación original: 
2 KMnO4 (ac) + 10 KCl (ac) + 8 H2SO4 (ac) → 2 MnSO4 (ac) + 5 Cl2 (g) + K2SO4 (ac) + 8 H2O (l) 
 
Las especies que no participan en la reacción redox, no son igualadas por el procedimiento 
anterior (observe lo que sucede con los K y los SO4
2-), por lo que terminamos la igualación por 
tanteo: 
2 KMnO4 (ac) + 10 KCl (ac) + 8 H2SO4 (ac) → 2 MnSO4 (ac) + 5 Cl2 (g) + 6 K2SO4 (ac) + 8 H2O (l) 
 
 
 
 
A continuación, se presenta un ejemplo de igualación por el método ion-electrón en medio 
básico (notar la presencia de NaOH en la ecuación que indica el medio) para ilustrar la diferencia 
en el balance estequiométrico de O y H. 
Bi2O3 (s) + NaOH (ac) + NaClO (ac) → NaBiO3 (ac) + NaCl (ac) + H2O (l) 
 
Primero reescribimos la ecuación química en forma ionizada: 
Bi2O3 (s) + Na+(ac) + OH-(ac) + Na+ (ac)+ ClO- (ac) → Na+(ac) + BiO3-(ac) + Na+(ac) + Cl-(ac) + H2O (l) 
 
 
 
 
Escribimos las reacciones de oxidación y reducción. Balanceamos ambas ecuación es 
estequiométrica y electrónicamente. Para el balance estequiométrico de los O, recordemos que 
estamos trabajando en medio básico por lo que seguiremos los pasos que se han indicado para 
dicho caso. 
 
Semirreacción de oxidación: 6 OH- + Bi2O3 → 2 BiO3
- + 3 H2O + 4 e
- 
Semirreacción de reducción: ( 2 e- + H2O
 + ClO- → Cl- + 2 OH- ) x 2 
 
Al aplicar la multiplicación y sumar ambas semirreaciones, resulta: 
Bi2O3 + 6 OH
-+ 2 H2O + 4 e
- + 2 ClO- → 2 BiO3
- + 2 Cl- + 3 H2O + 4 OH
- + 4 e- 
Podemos simplificar los electrones y las aguas: 
 
Bi2O3 + 2 OH
- + 2 ClO- →2 BiO3
- + 2 Cl- + H2O 
Ahora trasladamos los coeficientes obtenidos a la ecuación original: 
Bi2O3 (s) + 2 NaOH (ac) + 2 NaClO (ac) → 2 NaBiO3 (ac) + 2 NaCl (ac) + H2O (l) 
 
 
 
 
 
Notar las especies que 
no se ionizan. 
Problemas obligatorios. 
 
1) Iguale las siguientes ecuaciones químicas de tipo I (no hay cambios en los números de 
oxidación) por tanteo. 
 a) BaCO3(s) + HCl (ac ) → BaCl2 (ac) + CO2 (g) + H2O (l) 
 b) H2SO4 (ac) + KOH(ac ) → K2SO4 (ac) + H2O(l) 
 
2) Iguale las siguientes ecuaciones químicas de tipo II (óxido reducción), teniendo en cuenta que 
ocurren por vía seca. 
 a) (NH4)2 Cr2 O7(s) + calor → Cr2O3(s) + N2 (s) + H2O (gaseosa) 
 b) KClO3(s) + calor → KCl(s) + O2 (g) 
 
3) Iguale las siguientes ecuaciones químicas de tipo II (óxido reducción), teniendo en cuenta que 
ocurren por vía húmeda en medio ácido. 
 a) MnO2 (s) + HCl (ac) → MnCl2(ac) + Cl2(g) + H2O(l) 
 b) H2O2 (ac) → O2 (g) + H2O(l) (medio ácido) 
 
4) Iguale las siguientes ecuaciones químicas de tipo II (óxido reducción), teniendo en cuenta que 
ocurren por vía húmeda en medio básico. 
 a) Cl2 (g) + NaOH(ac) → NaClO(ac) + NaCl(ac) + H2O(l) 
 b) H2O2 (ac) + NaOH (ac) + CrCl3(ac) → Na2CrO4 (ac) + NaCl (ac) + H2O (l) 
 
5) Iguale las siguientes ecuaciones químicas. ¿Qué método de igualación utiliza en cada caso? 
 a) Na2SO3(ac) + HCl(ac) → SO2(g) + NaCl(ac) + H2O(l) 
 b) Cu(s) + H2SO4(ac) → CuSO4(ac) + SO2(g) + H2O(l) 
 c) CuSO4(ac) + Zn(s) → ZnSO4(ac) + Cu(s) 
 d) Al(s) + H2SO4(ac) → Al2(SO4)3 (ac) + H2 (g) 
 e) Cl2(g) + H2O(l) → HClO (ac) + HCl (ac) + H2O (l) 
 
Dra Sandra Ferreira.