5.3: Equilibrar ecuaciones químicas

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En otro ejemplo de una reacción química, el sodio metálico reacciona con el gas cloro para formar cloruro de sodio sólido. A continuación se muestra una ecuación que describe este proceso.

Na (s) + Cl ₂ (g) → NaCl (s)

La inspección de esta ecuación, sin embargo, muestra que, si bien hay un átomo de sodio a cada lado de la flecha, hay dos átomos de cloro en los reactivos y sólo uno en los productos. Esta ecuación no está equilibrada y, por lo tanto, no es una ecuación química válida. Para equilibrar esta ecuación, debemos insertar coeficientes (no subíndices) frente a los reactivos o productos apropiados para que el mismo número y tipos de átomos aparezcan en ambos lados de la ecuación. Debido a que el cloro es diatómico, hay dos cloros en los reactivos y también debe haber dos cloros en los productos. Para lograrlo, colocamos el coeficiente “2” frente al producto, NaCl. Ahora estamos equilibrados para el cloro, pero hay dos átomos de sodio en los productos y sólo uno se muestra en los reactivos. Para resolver esto, necesitamos colocar el coeficiente “2” frente al sodio en el reactivo, para dar la ecuación que se muestra a continuación.

2 Na (s) + Cl ₂ (g) → 2 NaCl (s)

En esta ecuación, hay dos sodios en los reactivos, dos sodios en los productos, dos cloros en los reactivos y dos cloros en los productos; la ecuación ahora está equilibrada.

Existen muchas estrategias diferentes que las personas utilizan para equilibrar las ecuaciones químicas. Los métodos más simples, donde se examinan y modifican los coeficientes en algún orden sistemático, generalmente se denominan “balanceo por inspección”. Estos métodos son generalmente útiles para la mayoría de las ecuaciones químicas simples, aunque los algoritmos matemáticos suelen ser necesarios para reacciones altamente complejas. Una versión del método de “inspección” que utilizaremos en esta sección se puede llamar el enfoque “impar”. Al observar la primera ecuación que escribimos para la reacción sodio-cloro, observamos que hay un número impar de cloros en los productos y un número par de cloros en los reactivos. Lo primero que hicimos al equilibrar esta ecuación fue insertar el multiplicador “2” frente al producto (NaCl) para que ahora hubiera un número par de cloros en ambos lados de la ecuación. Una vez que hicimos eso, simplemente tuvimos que equilibrar el otro elemento (Na) que era “impar” en ambos lados, y la ecuación se equilibraba fácilmente. Cuando se está utilizando este enfoque con ecuaciones más complicadas, a menudo es útil comenzar por equilibrar primero la molécula más compleja de la ecuación (la que tiene más átomos), y enfocarse en el elemento en este compuesto que está presente en la mayor cantidad.

Otro ejemplo donde el enfoque “impar-par” funciona bien es la descomposición del peróxido de hidrógeno para producir agua y gas oxígeno, como se muestra a continuación.

H ₂ O ₂ (aq) → O ₂ (g) + H ₂ O (l)

Al inspeccionar esta ecuación, observamos que hay un número par de átomos de oxígeno en los reactivos y un número impar de oxígenos en los productos. Específicamente, el agua tiene solo un oxígeno (en los productos) y el número de átomos de oxígeno en los productos se puede hacer “par” insertando el coeficiente “2” frente a H ₂ O. Haciendo esto (se muestra a continuación) observamos que ahora tenemos cuatro hidrógenos en los productos y sólo dos en los reactivos.

H ₂ O ₂ (aq) → O ₂ (g) + 2 H ₂ O (l)

Equilibrar los hidrógenos insertando “2” frente a H ₂ O ₂ en los reactivos nos da una ecuación con cuatro hidrógenos en ambos lados en cuatro oxígenos en ambos lados; la ecuación ahora está equilibrada.

2 H ₂ O ₂ (aq) → O ₂ (g) + 2 H ₂ O (l)

Ejercicio\(\PageIndex{1}\)

Escriba una ecuación química equilibrada para las reacciones que se indican a continuación:

Cuando el gas hidrógeno reacciona se combina con el gas oxígeno y la mezcla se enciende con una chispa, el agua se forma en una reacción violenta.
El óxido de plomo (IV) reacciona con HCl para dar cloruro de plomo (II), gas cloro y agua.
El clorato de potasio sólido se descompone al calentar para formar KCl sólido y gas oxígeno.
Una solución acuosa de cloruro de bario reacciona con una solución acuosa de sulfato de sodio para formar sulfato de bario sólido y una solución de cloruro de sodio.
El hidrógeno reacciona con nitrógeno para dar amoníaco, de acuerdo con la ecuación que se muestra a continuación; equilibrar esta ecuación.
_____H ₂ (g) + _____N ₂ (g) → _____NH ₃ (g)
El zinc metálico reacciona con HCl acuoso para dar hidrógeno gaseoso y cloruro de zinc, de acuerdo con la ecuación que se muestra a continuación; equilibrar esta ecuación.
_____Zn (s) + _____HCl (ac) → _____H ₂ (g) + _____ZnCl ₂ (aq)
El óxido de hierro (III) reacciona con gas cloro para dar cloruro de hierro (III) y gas oxígeno, de acuerdo con la ecuación que se muestra a continuación; equilibrar esta ecuación.
_____Fe ₂ O ₃ (s) + _____Cl ₂ (g) → _____FeCl ₃ (s) + _____O ₂ (g)
El sodio metálico reacciona con amoníaco para dar amida de sodio e hidrógeno gaseoso, de acuerdo con la ecuación que se muestra a continuación; equilibrar esta ecuación.
_____Na (s) + _____NH ₃ (l) → _____H ₂ (g) + _____NaNH ₂ (s)
El etano reacciona con el gas oxígeno para dar dióxido de carbono y vapor de agua, de acuerdo con la ecuación que se muestra a continuación; equilibrar esta ecuación.
_____C ₂ H ₆ (g) + _____O ₂ (g) → _____CO ₂ (g) + _____H ₂ O (g)