Balanceo de ecuaciones químicas explicadas con ejemplos pasos a seguir

1. República Bolivariana De Venezuela.
Instituto Universitario De Tecnología
De Administración Industrial.
Extensión Puerto La Cruz.
Integrantes: Tutor:
Crysmari Mujica C.I: V-26.422.252 Tibisay Tovar
Puerto La Cruz, 31 de Julio de 2020.
INSTITUTO UNIVERSITARIO DE
TECNOLOGÍA DE
ADMINISTRACIÓN INDUSTRIAL
EXTENSIÓN PUERTO LA CRUZ

2. Introducción:
Día a día nuestro cuerpo realiza ciertos tipos de procesos químicos, uno de los
más comunes es el proceso de la respiración, en el que absorbemos oxígeno y
glucosa del medio ambiente para expulsar dióxido de carbono, entre otras
sustancias. Este proceso se puede simplificar mejor mediante la siguiente
ecuación química: 𝑪𝟔 𝑯𝟏𝟐 𝑶𝟔 + 𝟔𝑶𝟐 → 𝟔𝑪𝑶𝟐 + 𝟔𝑯𝟐𝑶 + 𝒆𝒏𝒆𝒓𝒈í𝒂 (𝑨𝑻𝑷) . Otro
proceso que ocurre en la naturaleza con frecuencia es el proceso de oxidación del
hierro, a esto se le conoce como corrosión y es cuando el hierro pierde electrones
al entrar en contacto con el oxígeno, esto lo podemos simplificar mejor mediante la
siguiente ecuación química: 𝑭𝒆 + 𝟑 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑.
Las ecuaciones químicas son las descripciones simbólicas de las reacciones y son
importantes porque ayudan a visualizar mejor los reactivos y los productos
involucrados. Existen muchas reacciones en el medio ambiente y todas pueden
ser representadas mediante estas ecuaciones, aunque muchas veces conocemos
los compuestos que están involucrados en el proceso pero no tenemos en cuenta
si los átomos o moléculas de cada reactivo coincide con el de los productos, para
esto debemos saber si nuestra ecuación está totalmente balanceada. Hay muchos
métodos para el balanceo de una ecuación química, están los matemáticos y los
químicos. A continuación explicaremos más a fondo los métodos existentes para
el balanceo de las ecuaciones química, además de profundizar un poco más el
tema de la oxidación, pasando por el estudio de sus usos como lo son las celdas
electroquímicas y la corrosión.

3. CONCEPTOS BÁSICOS:
Números De Oxidación:
Los números de oxidación representan el total de electrones que un elemento
pone en juego a la hora de asociarse con otros para formar un compuesto
determinado. Este es siempre un número entero, y se representan con signo
positivo o negativo dependiendo de si el elemento en cuestión pierde o gana
electrones, respectivamente, durante la reacción.
Reglas Para Asignar Los Números De Oxidación:
El número de oxidación es el número de electrones que utiliza un átomo para
formar un compuesto. Si el átomo se une a un elemento más electronegativo, este
cede electrones y si se une a un elemento menos electronegativo, este gana
electrones.
Regla 1: los elementos no combinados se les asignan el número oxidación cero.
Regla 2: los elementos del primer grupo de la tabla periódica que están formando
compuestos, se les asigna el número de oxidación +𝟏, para el hidrógeno cuando
se une a átomos menos electronegativos presenta el número de oxidación – 𝟏.
Regla 3: a los elementos del segundo grupo de la tabla periódica cuando están
formando compuestos, se les asigna el número de oxidación +2.
Regla 4: al oxígeno en sus compuestos se le asigna el número de oxidación – 𝟐,
excepto en los peróxidos, cuyo número de oxidación será – 𝟏.

4. Regla 5: cuando se va a formar compuestos binarios los elementos del grupo VI
(𝑺, 𝑺𝒆 y 𝑻𝒆) tienen un número de oxidación – 𝟐, excepto cuando están combinados
con oxígeno o con halógenos.
Regla 6: cuando se tienen dos o más elementos en un compuesto, al más
electronegativo se le asigna el número de oxidación se le asigna el número de
oxidación negativo y a los menos electronegativos se le asigna el número de
oxidación positivo.
Regla 7: la suma de las cargas de los números de oxidación en un compuesto
neutro es igual a cero.
Tabla 1: Elementos de la tabla periódica con sus respectivos números de oxidación.
Elemento:
N° de
Oxidación: Elemento:
N° de
Oxidación: Elemento:
N° de
Oxidación:
H -1,+1 Cl
-1,+1,+2,
+3,+4,+5,+6,+7 Pd +2,+4
Li +1 K -1,+1 Ag +1,+2,+3,+4
Be +2 Ca +1,+2 Cd +1,+2
B +1,+2,+3 Sc +1,+2,+3 Sn -4,+2,+4
C -4,-2,+2,+4 Ti -1,+1,+2,+3 Te -2,+2,+4,+5,+6
N
-3,-2,-1,
+1,+2,+3,+4,+5 Cr
-2,-1,+1,+2,
+3,+4,+5,+6 I -1,+1,+3,+5,+7
O -2,-1,+1,+2 Fe
-2,-1,+1,+2,+3,
+4,+5,+6,+7,+8 Xe +2,+4,+6,+8
Na -1,+1 Co
-1,+1,
+2,+3,+4,+5 Ce +2,+3,+4
Mg +1,+2 Ni -1,+1,+2,+3,+4 Ba +2
Al +1,+3 Cu +1,+2 Pt +2,+4,+5,+6
Si
-4,-3,-2,-1,
+1,+2,+3,+4 Zn +1,+2 Au -1,+1,+2,+3,+5
P
-3,-2,-
1,+3,+4,+5 As -3,+2,+3,+5 Hg +1,+2,+4
S
-2,-1,+1,
+2,+3,+4,+5,+6 Se -2,+1,+2,+4,+6 Pb -4,+2,+4
F -1 Br
-1,+1,
+3,+4,+5,+7 Po -2,+2,+4,+6

5. Oxidación:
Se conoce comúnmente como oxidación a las reacciones químicas en las que el
oxígeno se junta con otras sustancias, formando así, moléculas conocidas como
óxidos. Esto sucede con más frecuencia en los metales, aunque no es exclusivo
de ellos, y en términos químicos se entiende como la pérdida de electrones de un
átomo, aumentando su carga positiva.
Reducción:
La reducción es la inversa del proceso de oxidación, es decir que si la oxidación
es la pérdida de electrones de un átomo, la reducción sería la ganancia de estos
electrones. Por tanto, este término se refiere al elemento que acepta los
electrones, ya que el estado de oxidación del elemento que gana los electrones
disminuye.
Agente Oxidante:
El agente oxidante es el elemento químico que capta los electrones transferidos,
es decir, que los recibe y aumenta su carga negativa. A esto se le conoce como
tener un estado de oxidación inferior, es decir, ser reducido.
Agente Reductor:
El agente reductor es el elemento químico que cede o pierde los electrones
transferidos, aumentando así su carga positiva. A esto se le conoce como tener un
estado de oxidación mayor, es decir, ser oxidado.
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS:
Al balancear una ecuación química, se deben de igualar el número de átomos o
iones en ambos miembros de la ecuación. Para balancear cualquier ecuación
química existen dos métodos: el matemático y el químico. Dentro del primero se
tienen aproximaciones sucesivas (también llamado de tanteo o de simple
inspección) y el algebraico; en ambos métodos se presenta la desventaja de que
no se sabe si hay ganancia o pérdida de electrones. En cambio, en el segundo (el
químico), existen dos posibilidades de ajustar una ecuación ya sea por el método
de óxido-reducción (utilizando medias reacciones o por el cambio del número de
oxidación) o bien, por el del ion electrón (medio ácido o básico).

6. Método De Cambio Del Número De Oxidación:
Los pasos a seguir para efectuar el método de cambio del número de oxidación
son los siguientes:
Paso 1: se debe escribir la ecuación.
Paso 2: se le deben asignar el número de oxidación a los átomos en ambos lados
de la ecuación.
Paso 3: identificar quienes son los átomos que se reducen y quienes los que se
oxidan.
Paso 4: se debe Colocar el número de electrones cedidos o ganados por cada
átomo.
Paso 5: se Intercambian los números de electrones (los electrones ganados
deben ser igual a los electrones perdidos). El número de electrones ganados se
coloca como coeficiente del elemento que pierde electrones, de igual manera, el
número de electrones perdidos se coloca como coeficiente del elemento que gana
electrones.
Paso 6: se deben Igualar la cantidad de átomos en ambos miembros de la
ecuación.
Paso 7: por último, se balancea por tanteo los elementos que no varían su número
de oxidación.
Si la ecuación no se puede balancear en el sentido que está propuesta, se invierte
la ecuación y se realizan los pasos del 1 al 7.
Ejemplo:

7. Método Algebraico:
El método algebraico es un método matemático que consiste en asignar incógnitas
a cada una de las especies de nuestra ecuación química; se establecerán
ecuaciones en función de los átomos y, al despejar dichas incógnitas,
encontraremos los coeficientes buscados. Este método no sirve para todas las
ecuaciones pero sí en la mayoría de ellas.
Los pasos a seguir para efectuar el método algebraico son los siguientes:
Paso 1: se debe escribir antes de cada molécula una letra, siguiendo el orden
alfabético.
Paso 2: enlistar verticalmente los átomos que participan en la reacción.
Paso 3: a la derecha del símbolo de cada elemento que participa se escribe el
número de veces que el elemento se encuentra en cada molécula identificada por
letra.
Paso 4: si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en más de una
molécula, se suman y se escribe cuantas veces está presente en una molécula.
Paso 5: se debe cambiar la flecha por un signo igual.
Paso 6: se enlistan las letras que representan las moléculas y a la letra más
frecuente se le asigna el valor de uno.
Paso 7: por último, mediante operaciones algebraicas obtenemos los valores de
letras.
Ejemplo:
Ca está en "a" del primer miembro y en "c" en el segundo, por lo tanto: 𝒂 = 𝒄
C está 2 veces en "a" y 2 veces en "d", por lo tanto: 𝟐𝒂 = 𝟐𝒅
O está en "b" y 2 veces en "c", por lo tanto: 𝒃 = 𝟐𝒄
H está 2 veces en "b", 2 en "c" y 2 en "d", por lo tanto: 𝟐𝒃 = 𝟐𝒄 + 𝟐𝒅

8. Le asignaremos un valor numérico conveniente a cualquiera de las variables
literales. En este caso, asignemos el valor de "1" a “c”.
Resolvemos cada ecuación obtenida:
Como 𝒄 = 𝟏 y ya hemos dicho que 𝒂 = 𝒄, esto implica que 𝒂 = 𝒄 = 𝟏
Tenemos: 𝟐𝒂 = 𝟐𝒅, como 𝒂 = 𝟏, implica: 𝟐 = 𝟐𝒅, por lo tanto: 𝒂 = 𝒄 = 𝒅 = 𝟏
Como 𝒃 = 𝟐𝒄 y 𝒄 = 𝟏, tenemos que: 𝒃 = 𝟐
Tenemos entonces:
Por lo tanto:
Método Por Tanteo:
El método por tanteo se utiliza para balancear ecuaciones químicas para que
todos los elementos de ella tengan la misma cantidad de átomos, tanto de
reactivos como de productos, para equilibrar ecuaciones, solo se agregan
coeficientes a las fórmulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Para balancear por este método es necesario conocer la Ley de la conservación
de la materia, propuesta por Lavoisier en 1774, que dice lo siguiente
"En una reacción química, la masa de los reactantes es igual a la masa de los
reactivos" por lo tanto "La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma"
Como todo lleva un orden a seguir, éste método resulta más fácil si ordenamos los
elementos de la siguiente manera, es decir que, debemos de balancear primero:
Metales, No Metales, Hidrogeno y Oxigeno.

9. De esta forma nos resulta más sencillo, ya que el mayor conflicto que se genera
durante el balanceo es principalmente causado por los oxígenos e hidrógenos.
Balancear por este método consiste en colocar números grandes denominados
"Coeficientes" a la derecha del compuesto o elemento del que se trate. De manera
que tanteando logremos una equivalencia o igualdad entre los reactivos y los
productos.
Ejemplo:
Observamos que en el lado izquierdo de la ecuación tenemos 2 Hierros (Fe), pero
en el lado derecho tenemos solo 1. También, contando los Oxígenos (O) del lado
izquierdo notamos que tenemos 3 acompañando al Hierro y 1 acompañando al
Hidrogeno (H), por lo que tenemos 4 oxígenos en el lado izquierdo y viendo la
parte derecha de nuestra ecuación, notamos que tenemos solo 3 Oxígenos de ese
lado. Observando a los Hidrógenos notamos que en el lado izquierdo tenemos
solo 2 y en el lado derecho tenemos 3. Si ponemos un 2 en el miembro de la
derecha, tendremos los hierros balanceados de la siguiente forma:
Ya teniendo los Hierros balanceados, procedemos a balancear los Hidrógenos y
Oxígenos. Observamos que si colocamos un 3 en el segundo miembro de la parte
izquierda de nuestra ecuación, conseguimos balancear la ecuación por completo.
Por lo tanto:
CONCEPTOS BÁSICOS DE ELECTROQUÍMICA:
Electroquímica:
La electroquímica es uno de los campos de la química que considera las
reacciones químicas, que producen energía eléctrica, o que es ocasionada por
ellas. Una de sus aplicaciones principales es el uso de celdas o pilas, estas son
dispositivos que permiten obtener una corriente eléctrica a partir de una reacción.
Para que eso ocurra, existe un proceso de transferencia de electrones que es
bastante directo y espontáneo.

10. Celdas Electroquímicas:
Se conocen también como celdas galvánicas o voltaicas, en honor de los científicos
Luigi Galvani (𝟏𝟕𝟑𝟕 − 𝟏𝟕𝟗𝟖) y Alessandro Volta (𝟏𝟕𝟒𝟓 − 𝟏𝟖𝟐𝟕), quienes fabricaron
las primeras de este tipo a fines del S. 𝑿𝑽𝑰𝑰𝑰. Estas son dispositivos experimentales
por los que se pueden generar electricidad mediante una reacción química (celda
Galvánica). O por el contrario, se produce una reacción química al suministrar una
energía eléctrica al sistema (celda Electrolítica). Estos procesos electroquímicos
son conocidos como “reacciones electroquímicas” o “reacción redox” donde se
produce una transferencia de electrones de una sustancia a otra, por lo que son
reacciones de oxidación-reducción.
La celda electroquímica consta de dos electrodos, sumergidos en sendas
disoluciones apropiadas, unidas por un puente salino y conectadas por un
voltímetro que permite el paso de los electrones.
Sus componentes característicos son:
a) El ánodo: que es el electrodo en el
que se produce la oxidación, es decir,
que el agente reductor pierde
electrones y esto produce que se
oxida.
𝑴 → 𝑴+
+ 𝟏𝒆−
Por conveniencia se define como el
polo negativo.
b) El cátodo: que es el electrodo en
el que se produce la reducción, es
decir, que el agente oxidante gana
electrones y esto hace que se
reduzca.
𝑴+
+ 𝟏𝒆−
→ 𝑴
Por conveniencia se define como el
polo positivo.

11. c) El puente salino: que es un tubo
de vidrio relleno de un electrolito que
impide la migración rápida de las
sustancias de una celda a otra,
permitiendo no obstante el contacto
eléctrico entre ambas. El electrolito
suele ser una disolución saturada de
𝑲𝑪𝒍 retenida mediante un gel.
d) El voltímetro: que es el que
permite el paso de los electrones
cerrando el circuito, este mide la
diferencia de potencial eléctrico entre
el ánodo y el cátodo siendo la lectura
el valor del voltaje de la celda.
Tipos de Celdas Electroquímicas:
a) Celdas Galvánicas: estas son
llamadas pilas voltaicas o baterías y
permiten obtener energía eléctrica a
partir de un proceso químico debido a
que la reacción química se produce
es espontánea.
b) Celdas electrolíticas: en estas la
reacción no se da de forma
espontánea, además, no se obtiene
energía eléctrica de ellas, ya que la
aplicación de una fuente de energía
externa es la que produce una
reacción química.

12. Pilas y Baterías:
Las pilas: son dispositivos que contienen una celda electrolítica en los que
existe una diferencia de potencial; ésta diferencia de potencial no se pierde
con el paso del tiempo pero los elementos que componen la pila, para
producir una corriente eléctrica, se deterioran, debido a eso, cuentan con
una fecha de caducidad. Además, estas no pueden ser recargadas.
Las baterías: estas contienen una o más celdas electrolíticas en las que
ocurren reacciones químicas para la generación del potencial eléctrico entre
los dos terminales insertados; este potencial disminuye conforme la
corriente pasa a través de una carga. Las baterías irán perdiendo esa
diferencia de potencial conforme pase el tiempo aún si no son usadas, pero
pueden recargarse al ser conectadas inversamente a una corriente eléctrica
(cargadores de baterías). Las baterías irán degradándose conforme se
carguen o descarguen, es por eso que cuentan con ciclos de carga y
descarga.
Clasificación De Las Pilas:
a) Pilas de Zinc/Carbón: en estas, el electrodo negativo está hecho de Zinc (𝒁𝒏)
mientras que el electrodo positivo está hecho de Carbón (𝑪), a su vez el electrolito
empleado es Cloruro de Zinc (𝒁𝒏𝑪𝒍𝟐) o Cloruro de Amonio (𝑵𝑯𝟒𝑪𝒍). El proceso de
manufactura de estas pilas es económico, pero tienen poca durabilidad. Debido a
esto es muy común encontrar estas pilas en aquellos productos que indican “pilas
incluidas”.
b) Pilas Alcalinas: en estas, el electrodo negativo está hecho de polvo de Zinc
(𝒁𝒏) y el electrodo positivo de Dióxido de Manganeso (𝑴𝒏𝑶₂), mientras que el
electrolito es Hidróxido de Potasio (𝑲𝑶𝑯). Estas pilas proporcionan más energía
que los análogos de Zinc/Carbón y son menos susceptibles a tener caídas de
voltaje durante su ciclo de descarga.
c) Pilas de botón: estas son llamadas así por su forma, son muy usadas en
aparatos como los relojes, audífonos, marcapasos, calculadoras, aparatos
médicos de precisión. El electrodo positivo suele estar hecho de Zinc (𝒁𝒏) o Litio
(𝑳𝒊) y el electrodo negativo de Dióxido de Manganeso (𝑴𝒏𝑶₂), Óxido de Plata
(𝑨𝒈𝟐𝑶) o Óxido Cúprico (𝑪𝒖𝑶). Anteriormente se usaba el Óxido de Mercurio
(𝑯𝒈𝑶), pero debido a su alta toxicidad (tanto al medio ambiente como a la salud),
está dejando de emplearse en la fabricación de pilas.

13. CONCEPTOS BÁSICOS DE CORROSIÓN:
Corrosión:
La corrosión es el desgaste o la alteración de un metal o aleación, ya sea por
ataque químico directo o por reacción electroquímica. Esta es provocada por un
flujo masivo generado por las diferencias químicas entre las piezas implicadas.
Una corriente de electrones se establece cuando existe una diferencia de
potenciales entre un punto y otro. Cuando desde una especie química se ceden y
migran electrones hacia otra especie, se dice que la especie que los emite se
comporta como un ánodo y se verifica la oxidación, y aquella que los recibe se
comporta como un cátodo y se verifica la reducción.
Clasificación De La Corrosión:
a) Corrosión uniforme: esta suele darse cuando un metal es ubicado en un
electrolito como lo es el aire. Esta clase de corrosión ocurre en los aceros que
están expuestos a la intemperie o la capa metálica que recubre objetos
decorativos.
b) Corrosión por picaduras: es cuando aparecen agujeros en la superficie del
metal los cuales avanzan al interior, eso hace que sea difícil de detectar y por lo
general se produce en las zonas del metal que tiene impurezas.
c) Corrosión galvánica: se produce cuando dos metales diferentes que están al
aire libre húmedo o en el agua se ponen en contacto.
d) Corrosión por erosión: es un fenómeno producido por la fricción entre dos
superficies sólidas, es aquí cuando aparecen las partículas de óxido.
e) Corrosión por tensión: un esfuerzo externo o una tensión interna pueden
provocar la aparición de pequeñas fisuras en el metal; dichas fisuras crecen de
tamaño con el paso del tiempo, y cuando una de estas fisuras sea lo
suficientemente grande se produce, sin previo aviso, una fractura.
Factores De Corrosión:
Los siguientes factores son los más generales que se consideran para que un
material comience a oxidarse, se tiene que son:
a) Potencial Eléctrico de los Metales (𝑬° 𝒗𝒔 𝑺𝑯𝑬).
b) Formación de Películas y Biopelículas (Biofilms).
c) Temperatura (𝑻°).

14. d) Velocidad de Corrosión (𝑽𝐂𝐨𝐫𝐫).
e) Agentes Oxidantes (𝑶𝒙)
f) El pH del medio ambiente (Alcalino −𝑶𝑯 u Ácido −𝑯).

15. Conclusión:
Los procesos químicos en la naturaleza son muy comunes, sobre todo en el siglo
XXI. Estamos acostumbrados a utilizar diversos tipos de aparatos electrónicos
cuya composición química podemos simplificar mediante las ecuaciones químicas.
Uno de los aparatos más utilizados hoy en día es el teléfono celular, que consta de
una batería de Litio diseñada para el almacenamiento de energía eléctrica, ésta
emplea como electrolitos una sal de Litio que consigue los iones necesarios para
la reacción electroquímica reversible que tiene lugar entre el cátodo y el ánodo.
Con el estudio de las Celdas Electroquímicas hemos logrado avanzar mucho en la
parte tecnológica y gracias a las ecuaciones químicas de esas reacciones
comprendemos los procesos de oxidación y corrosión, sabiendo así que en el
ánodo de una batería o pila se produce la oxidación y en el cátodo se produce la
reducción y que los metales se corroen en la naturaleza generalmente por perder
electrones al ser expuestos.
Todos estos procesos tienen una ecuación química y para su mejor entendimiento,
ésta debe estar balanceada, por eso empleamos diferentes métodos, como el
método de tanteo que consiste en tantear las proporciones sin mucho esfuerzo, el
método algebraico que consiste en usar procedimientos algebraicos para obtener
esas proporciones y el método del cambio del número de oxidación que consiste
en observar las cargas para balancear así la ecuación química.
Por lo tanto, el estudio del balanceo de las ecuaciones químicas es importante
debido a que nos permite conocer las moléculas reales que reaccionan y que se
producen para que se pueda cumplir la ley de conservación.