Balanceo de una ecuación química

Balancear una ecuación significa que debe de existir una equivalencia entre el número de los reactivos y el número de los productos en una ecuación. Lo cual, existen distintos métodos, como los que veremos a continuación

Para que un balanceo sea correcto: "La suma de la masa de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de las

Masas de los productos"

Veremos 2 tipos de balanceo de ecuaciones químicas:

•  BALANCEO POR TANTEO 

•  OXIDO-REDUCCIÓN (REDOX) 

BALANCEO POR TANTEO

Para balancear por este o todos los demás métodos es necesario conocer la Ley de la conservación de la materia, propuesta por Lavoisier en 1774. 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 a los elementos de la siguiente manera:

Balancear primero

Metales y/o no metales

Oxígenos

Hidrógenos

De esta manera, nos resulta más fácil, ya que el mayor conflicto que se genera durante el balanceo es causado principalmente por los oxígenos e hidrógenos.

Balancear por el método de tanteo 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:

Balancear la siguiente ecuación química:

Continuamos: ¿Cuántos oxígenos hay en el primer miembro? Encontramos 4 porque 3 mas 1 es igual a 4

Y ¿Cuántos en el segundo? Encontramos 6 porque el dos (situado a la izquierda del Fe) se multiplica por el subíndice encontrado a la derecha del paréntesis final y se multiplica 2*3 = 6

Por lo tanto en el segundo miembro hay 6 oxígenos.

Entonces colocamos un 3 del lado izquierdo del hidrógeno en el primer miembro para tener 6 oxígenos

Posteriormente, Vamos con los hidrógenos, en el primer miembro vemos que hay 6 hidrógenos y en el segundo igualmente 6.

Entonces concluimos de la siguiente manera:

Por lo tanto, la ecuación está balanceada.

BALANCEO POR EL MÉTODO DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

Es también denominado "Redox" y consiste en que un elemento se oxida y (hablar de oxidación se refiere a que un elemento pierda electrones y su valencia aumente) el otro se reduce (cuando el elemento gana electrones y su valencia disminuye) para éste método se siguen los siguientes pasos o reglas:

• 1. Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrán valencia cero
• 2. El hidrógeno tendrá valencia de +1 excepto en hidruros con -1
• 3. El oxígeno tendrá valencia de 2- excepto en los peróxidos con -1
• 4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1
• 5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2
• 6. Los alógenos tienen en sus compuestos con aluros oxidación -1
• 7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos
• 8. Si algún átomo se oxida su numero de oxidación aumenta y cuando un átomo se reduce, su numero de oxidación disminuye

Ejemplo:

Balancear la siguiente ecuación:

Si vemos la primera regla, esta nos dice que todos los elementos libres tendrán valencia cero, entonces vemos la ecuación y localizamos a los elementos libres, en este caso son el fierro y el hidrógeno, colocamos un cero como valencia.

Continuamos con las demás reglas y encontramos a los oxígenos e hidrógenos y les asignamos la valencia que les corresponde, establecidas en las reglas:

Para continuar, obtenemos la valencia de los elementos que nos sobran, en este caso el azufre y el fierro:

Ubiquémonos en el azufre (S) del primer miembro en la ecuación

y posteriormente obtendremos la valencia del azufre. Quede claro que la del hidrógeno y la del oxígeno ya la tenemos.

Para obtener la valencia del azufre, simplemente (pon mucha atención aquí) vamos a multiplicar la valencia del oxígeno por el número de oxígenos que hay. (En este caso hay 4 oxígenos) y hacemos lo mismo con el hidrógeno, multiplicamos su valencia por el número de oxígenos que hay. Queda de la siguiente manera

Ya que tenemos los resultados, ahora verificamos que todo elemento químico es eléctricamente neutro y lo comprobamos de la siguiente manera:

Tenemos que llegar a cero. Buscamos cuanto falta de dos para ocho. Entonces encontramos que faltan 6, este número será colocado con signo positivo +

El 6 que acabamos de obtener es la valencia del azufre en el primer miembro.

Ubiquémonos en el fierro del segundo miembro en donde se encuentra el compuesto

Localizamos al fierro. Para obtener su valencia primero denominamos si es monovalente o divalente etc. Ya que vimos que es divalente, necesitamos saber la valencia del radical sulfato, en este caso es

Para obtener la valencia del fierro, multiplicamos la valencia del radical (-2) con el subíndice que se encuentre fuera del mismo

Después lo dividimos entre el número de fierros que hay en el compuesto (en este caso hay dos fierros)

Queda de la siguiente manera:

2 * 3 = 6 6/2 = 3

El tres que acabamos de obtener es la valencia del fierro.

Que nos quede claro, ya tenemos la valencia del fierro que es 3, ya tenemos la valencia del oxígeno que es -2, ahora nos falta la valencia del azufre (S) lo cual realizaremos algo similar con lo dicho con anterioridad:

Multiplicamos la valencia del radical sulfato (-2) con el subíndice (3) y después con el número de oxígenos que hay dentro del paréntesis (4).

Obtenemos un total de 24. Este número que resultó se le llama valencia parcial

Después continuamos con el fierro. Ahora ya que tenemos que la valencia del fierro es 3 entonces multiplicamos la valencia por el numero de fierros que hay (hay 2)

Y nos da un resultado de 6.

Entonces:

Tenemos 6 y tenemos -24, de 6 a 24 ¿Cuánto falta?

Respuesta: +18

Ahora el 18 lo dividimos entre el número de azufres que hay: nos da un total de 6 o sea +6.

Y de esta manera ya obtuvimos todas las valencias del compuesto químico:

Ahora, vamos a verificar cuál elemento se oxida y cual se reduce, para esto, chequemos las valencias de los elementos, debemos verificar que en los dos miembros estén iguales.

Si vemos al fierro en el primer miembro y luego lo vemos en el segundo. Encontramos que sus valencias ya no son las mismas por tanto el elemento se está oxidando porque aumenta su valencia de cero a 3

Ahora, si nos fijamos en el hidrógeno del primer miembro, se está reduciendo con el hidrógeno del segundo miembro:

Entonces la ecuación queda de la siguiente manera:

Ahora, para poder completar el balanceo, (atención) vamos a intercambiar los números que se oxidaron o redujeron. Esto es el 3 y el 1.

El 3 lo colocaremos en el lugar del 1 y el 1 en el lugar del 3

Estos números resultantes se colocan de lado izquierdo de los elementos que se oxidaron o redujeron.

El número 1 (que por lo general no se escribe) se coloca de lado izquierdo del fierro en los dos miembros.

El número 3 se coloca de lado izquierdo del hidrógeno en los dos miembros quedando de la siguiente forma:

Entonces de esta manera podemos deducir que la ecuación está balanceada, pero, no es así, uno de los pasos para terminarla es: "Una vez obtenidos los números de la ecuación, se completará con método de tanteo".

Verificamos si así está balanceada:

1= Fe =2

3= S =3

12= O =12

6= H =6

Con este insignificante 2 que acabos de encontrar en el fierro del segundo miembro LA ECUACIÓN NO ESTÁ BALANCEADA aunque los demás átomos lo estén.

Completamos por tanteo

En el primer miembro (Fe) hay 1 átomo, en el segundo 2, entonces colocamos un 2 en el primer miembro y…

YA ESTÁ BALANCEADA.

Con esto finalizamos el método de REDOX.

Fórmula empírica y molecular 

La fórmula molecular es la fórmula química que indica el número y tipo de átomos distintos presentes en la molécula. La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular si el elemento o el compuesto están formados por moléculas; en el caso de que se trate de cristales, se habla de su fórmula empírica.

La fórmula empírica nos muestra la proporción entre los átomos de un compuesto químico. A veces puede coincidir con la fórmula molecular del compuesto. La fórmula empírica se puede usar tanto en compuestos formados por moléculas como en los que forman cristales y macromoléculas.

·         La fórmula empírica nos informa únicamente de la proporción de átomos en un compuesto.

·         La fórmula molecular nos informa de los átomos que hay en una molécula.

1.      La fórmula empírica representa la proporción entre las cantidades de átomos de cada elemento presentes en la molécula.

2.      Como el número de átomos es proporcional a la cantidad de átomos-gramo de un elemento dado, la proporción entre números de átomos de dos elementos será la misma que entre las cantidades de átomos-gramo de los mismos elementos.

Al determinar la fórmula empírica de un compuesto, conociendo su composición porcentual, podemos identificar experimentalmente los compuestos. La proporción del número de átomos de cada elemento que constituye un compuesto queda reflejada en su fórmula. A partir de ella es muy sencillo calcular la proporción entre las masas de los elementos, expresada en porcentaje. La composición centesimal, la fórmula empírica y la fórmula molecular son maneras de expresar la composición de un compuesto.

La composición centesimal de cada elemento es un compuesto que representa las cien unidades de masa del compuesto. Ejemplo: 40% de C y 60% de H. 

La fórmula empírica es la mínima relación que hay entre los átomos de un compuesto. 

Ejemplo:

                                                     C2H5  

La fórmula molecular es la relación real que existe entre los átomos de un compuesto. 

Ejemplo: 

                       

                                           2 × (C2H5 ) = C4H10

Estas dos cuestiones justifican, por tanto, el paso en que dividimos el número de átomos-gramo de cada elemento por el valor más bajo de los que se tenga. Es decir, el punto tercero del método descrito.

El punto sexto, es decir, el cálculo de "n" se basa en lo siguiente...

Dada una fórmula molecular cualquiera, por ejemplo AxByCz, la fórmula empírica se obtiene simplificando (si es posible) los subíndices {x, y, z} dividiéndolos por su máximo común divisor. Sea n dicho m.c.d. Entonces se tiene que:

AxByCz = Ax'·nBy'·nCz'·n = (Ax'By'Cz')n

Por lo tanto, si M es la masa molecular y MFE es la masa de la fórmula empírica, queda claro que:

M = n · MFE

que es lo que se ha usado en el punto sexto del método descrito arriba para calcular n. Este número (n) es el número de veces que se encuentra repetida la fórmula empírica dentro de la molecular.

Masa molecular y Avogadro

Una molécula es la unión de átomos en proporciones definidas, usando subíndices. Por ejemplo, el óxido de sodio, Na2 O está formado por dos átomos de sodio (Na) y un átomo de oxígeno (O). 

Existen compuestos cuya composición está descrita por subíndices que abarcan a más de un tipo de elemento. La diferencia para realizar el cálculo no es tan grande, solo se precisa añadir un par de pasos. Como ejemplo, calcularemos la composición en átomos de la molécula de carbonato de aluminio (III).

                               

                                                     Al2 (CO3 ) 3

El subíndice del (CO3 ) 3 , al ser 3, le afecta el triple al carbono y al oxígeno. De manera que tenemos tres átomos de carbono, nueve (3 x 3) átomos de oxígeno y dos átomos de aluminio.

Cálculo de masa molecular

Por lo general, buscamos hallar la masa molecular de un compuesto. Para ello, necesitamos saber la cantidad de átomos de cada especie que componen una molécula.

                                                                       * 2 átomos de H 

H2 SO4            ------------     1 molécula        *1 átomo de S 

                                                                          * 4 átomos de O

Esto quiere decir que, de un compuesto, podemos tener nuevas equivalencias.

 1 molécula de H2 SO4 = 2 átomos de H; 1 átomo de S; 4 átomos de O También podemos ver al compuesto como: 

                                                                         *2 moles de átomos de H      

H2 SO4            ---------   1 mol de moléculas   * 1 mol de átomo de S

                                                                            *4 moles de átomos de O

1 mol de H2 SO4 = 2 moles de H; 1 mol de S; 4 moles de O

 La suma de los pesos de los elementos que hay en un compuesto da como resultado el peso de la molécula y esto es equivalente a un mol del mismo compuesto.

Ejemplo:

El metano (CH4 ) con el oxígeno (O2 ) producen agua (H2 O) y dióxido de carbono (CO2 ), como mostramos en la siguiente reacción.

                                

                                                   CH4 + O2 → H2 O + CO2

a. Con 7,20 x 1021 moléculas de CH4 , ¿cuántos gramos de H2 O vamos a producir? 

 b. Con 6,5 moles de O2 , ¿cuántas moles de CO2 vamos a producir? 

c. Con 60 gramos de O2 , ¿cuántos gramos de H2 O vamos a formar? 

Para resolver correctamente cualquier ejercicio debemos balancear la ecuación.

            

                                                  CH4 + 2O2 → 2H2 O + CO2

Resolución del literal a

Antes de realizar el cálculo estequiométrico, es necesario cambiar las moléculas de CH4 a moles del compuesto. Para ello, empleemos el número de Avogadro. 

7,20 × 1021 moléculas CH4 ×       __________1 mol CH4_____________=  = 0,012 mol CH4

                                                                 6,023 × 1023 moléculas CH4

Una vez que conocemos la cantidad en moles de metano, podemos realizar el cálculo estequiomé- trico, para lo cual es indispensable emplear los datos de la ecuación química y la masa molar del producto. 

                               0,012 mol CH4 × ____2 moles H2 O___   × 18 g H2 O        = 0,43g H2 O

                                                                      1 mol CH4              1 mol H2 O

Resolución del literal b

                        6,5 moles O2    ×      1 mol CO2       = 3,25 moles de CO2  

                                                          2 moles O2

Resolución del literal c

   

                60 g O2 ×     1 mol O2  ×   2 moles H2 O  ×  18 g H2 O  = 33,75g H2 O

                                  32 g O2              2 moles O2        1 mol H2 O

Composición porcentual

La Composición Porcentual es una medida de la cantidad de masa que ocupa un elemento en un 
compuesto. Se mide en porcentaje de masa.
La Composición Porcentual de un elemento en una molécula se calcula a partir del peso molecular y viene determinada por la siguiente fórmula: 

Composición Porcentual =   Peso atómico · nº átomos en la molécula x 100
                                                                        Peso molecular

 

Ejemplos de Composición Porcentual:

Ejemplo 1

 Calcular la composición porcentual del H y O en el agua (H2O) :

el peso molecular del agua es 18,0 porque los pesos atómicos del H y del O son 1 y 16 respectivamente y el H esta dos veces entoces 1 x 2=2 + 16 del O entonces es 18,0

Composición Porcentual del H =  1 x 2 x 100 = 11,11% de Hidrógeno

                                                          18

Composición Porcentual del O = 16 x 1 x100 = 88,88% de Oxígeno

                                                             18
Ejemplo 2 

Calcular la composición porcentual del H, S y O en el ácido sulfúrico (H2SO4) si su peso molecular es 98 y los pesos atómicos del H, S y del O son 1, 32 y 16 respectivamente:

Composición Porcentual del H = 1 x 2= 2 % de Hidrógeno

                                                       98

Composición Porcentual del S = 32 x 1 = 32,6% de Azufre

                                                         98

Composición Porcentual del O = 16 x 4 = 65,3% de Oxígeno

                                                         98

Verificamos que la suma da 100%: 2 + 32,6 + 65,3 = 99,9 ≈ 100%

Ejemplo 3: Calcular la composición porcentual del C y H en el etano (CH3-CH3) si su peso molecular es 30 y los pesos atómicos del C y H son 12 y 1 respectivamente.

Composición Centesimal del C =
12 · 2 ·100 = 80% de Carbono
 30

Composición Centesimal del H =
1 · 6 ·100 = 20% de Hidrógeno
30
 

Ejemplo: Realice el cuadro hasta porcentaje para las siguiente molécula

 Cd4(CdO3)3(­CaO)2

# de átomos y cantidad	Peso atómico	Peso atómico de los átomos	Peso de molécula u.m.a	mol peso molar	Mol Número de moléculas/ mol	Composición porcentual
Cadmio x 7	112.411= 112.4 x7	786.8	1043,0 u.m.a	1043,0  gramos	6.022 x 10 23	786.8 x100 = 75.4% 1043.0
Oxígeno x 11	15.999 = 16.0 x 11	176.0				176.0 x100 = 16.9% 1043.0
Calcio x 2	40.06 = 40.1 x 2	80.2				80.2 x100 = 7.7% 1043.0                                                        T=      100.0%

Masa Atómica y avogadro

Las sustancias que podemos observar ocupan un espacio y también tienen masa. Las moléculas, que son las partes que constituyen las sustancias, a menudo deben medirse por medio de experimentos, y es importante que estas medidas sean precisas. Pero ¿cómo podemos medir algo tan pequeño de manera precisa? ¿Cómo medimos normalmente las moléculas?

• Símbolo: u o Da
• Unidad:  Unidad de masa atómica o Dalton

¿Qué es masa atómica?

La masa atómica es la masa que tiene un átomo cuando se encuentra en reposo, es la que surge del total de masa de protones y neutrones de un único átomo   también en reposo.

En los diferentes laboratorios, se usa una herramienta llamada balance analítico para medir en gramos. A través de un cálculo cuidadoso, los científicos pueden determinar la cantidad de moles que necesitará una reacción específica. Un mol es una unidad de medida que nos ayuda a hacer comparaciones entre partículas de cualquier sustancia dada y su masa. Si ya sabemos la cantidad de moles que necesitamos, podemos usar el concepto de masa molar para calcular cuántos gramos de la sustancia se requieren. La masa molar, también conocida como peso molecular, es la suma de la masa total en gramos de todos los átomos que componen una molécula particular. La unidad utilizada para medir es gramos por mol.
Historia

El primero científico que estudió el peso atómico y que lo calculó fuer el químico inglés John Dalton. Ha sido conocido por haber desarrollado una teoría en este sentido que se sustentaba en cinco puntos fundamentales. Además de John Dalton, Jöns Jakob Berzelius, un químico sueco que también realizó varios cálculos y que, junto al anterior científico, está considerado como el padre de la química moderna. Polímero, catálisis o isómero fueron algunos de los conceptos que este acuñó y que introdujo en dicha ciencia.

Qué representa la masa atómica

La masa atómica representa la cantidad de diferentes isótopos que se pueden encontrar en un mismo elemento, pero que difieren entre sí y es al mismo tiempo una de las propiedades fundamentales que tienen los átomos, tales como el número y la masa. Algunas veces encontramos que existe un isótopo que más común que otros, y la diferencia que hay entre su masa atómica y la masa atómica relativa o peso atómico estándar es suficientemente pequeña que no afecta los cálculos, pero esta diferencia puede ser importante en otros casos.

Cómo se representa

La masa atómica de los elementos se encuentra   representada en la tabla periódica de los elementos por medio de la letra A. Es representado por medio del número másico y este número es el que nos indica el número total de partículas que se pueden encontrar en el núcleo, en otras palabras la suma y de los neutrones y de los protones. Se encarga de representar la masa que tiene el átomo medida en u.m.a. En algunas ocasiones es también conocida con el nombre de peso atómico, sin embargo, es importante mencionar que este nombre es incorrecto ya que la masa es una propiedad específica del cuerpo,
 en cambio el peso, es una característica que va a depender en
 su totalidad del peso.

Cómo se mide la masa atómica

La unidad en la que se mide la masa atómica se llama justamente así, unidad de masa atómica y se representa por medio de las siglas u.m.a. Esta unidad es también llamada Dalton, y se representa con la palabra Da, la cual fue dada en honor al químico John Dalton. La u.m.a corresponde a la doceava parte de la masa del núcleo del carbono-12, que es el isótopo más abundante de este elemento. El valor de una u.m.a es también muy cercano a la masa de un protón. La medición de las masas de los elementos puede ser realizada por medio de un espectrómetro de masas. La unidad científica para manejar los átomos en cantidades macroscópicas se conoce con el nombre de mol.

Cómo se calcula la masa atómica

La masa atómica se puede calcular sumando los números de neutrones y los protones o electrones de un elemento determinado. También pueden ser calculadas con las medidas ponderadas de las masas de los diferentes isotopos que constituyen cada elemento.

Ejemplos

• Masa atómica del oxígeno: En el caso del hidrógeno, indica masa atómica del H = 1,00797, debemos leer que la masa de un átomo de H es 1,00797 veces mayor que la u.m.a., pero no que la masa de un átomo de H es 1,00797 g.
• Masa atómica del carbono: El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892 % de 12 C y 1,108 % de 13 C y una cantidad mínima de 14 C. Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será: (0,98892) x (12 u.m.a) + (0,01108) x (13,00335 u.m.a) = 12,011 u.m.a.
• Algunas otras masas atómicas son: Calcio 40.087, Cobalto 58,933195, Cobre 63,564, Flúor 18,998403 y hierro 55,845.