Balanceo de ecuaciones químicas

Balanceo de ecuaciones químicas

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  BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
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  ECUACIÓN QUÍMICA  Balancear Ajustar  Igualar  ......... Ley de la conservación de la materia Es la representación de una reacción química.
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  Métodos para balancearecuaciones químicas  Tanteo (*) @ Ecuaciones químicas de óxido-reducción  Intercambio de los números de oxidación @  Método de las semiecuaciones  Etc.
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  CH4 O2+ CO2H2O→ + CH4 O2+ CO2 H2O→ +1 221 CC CCCH4 O2+ CO2 H2O→ +HH HH #
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  C4H10 O2+ CO2H2O→ + C4H10 O2+ CO2 H2O→ +4 513/21 CC CCC4H10 O2+ CO2 H2O→ +HH HH C4H10 O2+ CO2 H2O→ +8 102 13 { }2 ® #
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   Determinar elnúmero de oxidación de todos los elementos de la ecuación @  Determinar el o los elementos que cambian su número de oxidación  Determinar el elemento que se oxida y el elemento que se reduce  Determinar el número de electrones que gana el elemento que se reduce y el número de electrones que pierde el que se oxida  Intercambiar los números anteriores para que el # de ē ganados sea igual al # de ē perdidos  Estos números indican: el número de átomos del elemento que se oxida y el número de átomos del elemento que se reduce  Completar el ajuste de la ecuación de ser necesario Método del intercambio de los números de oxidación @1 @2 @3
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  Reglas para ladeterminación de los números de oxidación  El número de oxidación del Hidrógeno cuando está combinado es +1, a excepción de los hidruros metálicos  El número de oxidación del Oxígeno cuando está combinado es –2, a excepción de los peróxidos  El número de oxidación de todo átomo libre o elemento no combinado es 0  La suma de los números de oxidación de todos los componentes de una molécula es 0  El número de oxidación de un ión es igual a su carga  Con la ayuda de la tabla periódica  … ®
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  KClO3 C+ CO2→KCl + KClO3 C+ CO2→4 6 4 6KCl + +5 –1 +40 oxida reduce (– 4ē) (+ 6ē) 6 4 Cl +5 Cl –1C 0 C +4 Método del intercambio de los números de oxidación 24 ē ganados = 24 ē perdidos KClO3 C+ CO2→2 3 2 3KCl + → ® # +1 +1–2 –2
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  Cr2O3 Mg+ MgO→Cr + +3 0 +20 oxida reduce (– 2ē) (+ 3ē) 3 2 Cr +3 Cr 0Mg 0 Mg +2 Método del intercambio de los números de oxidación 6 ē ganados = 6 ē perdidos → ® # –2 –2 Cr2O3 Mg+ MgO→ Cr +23 31
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  HNO3Cu+ NO→ Cu(NO3)2+ 0 +2 +2+5 reduce oxida (+ 3ē) (– 2ē) 2 3 Cu 0 Cu +2N +5 N +2 Método del intercambio de los números de oxidación 6 ē ganados = 6 ē perdidos → + H2O HNO3Cu + NO→ Cu(NO3)2+ + H2O2 23 38 4 ® # +1 –2 –2 –2 –2+1+5
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  ECUACIONES QUÍMICAS DE ÓXIDO-REDUCCIÓN Mg+ Cr2O3 MgO + Cr→ HI + HIO3 I→ 2 + H2O K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl→ 3 + Cl2 + H2O Cu + HNO3 Cu(NO→ 3)2 + NO + H2O Cr2O7 -2 + H2S + H+ Cr→ +3 + S + H2O
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  Método de lassemiecuaciones I2P4O6 + P4O10→ P2I4 + I2P4O6 + P4O10→ P2I4 + 4 H2OP4O6 + 8 H+ → P4O10 + I2P4O6 + H2O→ P2I4 + 8 I23 P4O6 + 3 P4O10 → 4 P2I4+ P +3 P +5 P +3 P +2 I 0 I +2 oxidación reducción –1 +5+3 +20 8 ē+ + 24 12 ē 6+12 H+ 12 8 3 2 → 12 H2O + 2 P4O6 + + 24 H+ + 24 ē 24 H+ + 24 ē + + 12 H2O 5 38 4 16 ē ganados = 16 ē perdidos –2 –2
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  Fe Fe→ O O→ 0 0 +3 –2 +2ē + 3ē2 3 Fe O2+ Fe2O3→ Método del intercambio de los números de oxidación Fe O2+ Fe2O3→ 2 3/2 1 Fe O2+ Fe2O34 3 2→