Cationes FrecuentesNombre Común

FórmulaNombre

TradicionalCationes Simples

Aluminio Al3+ AluminioBario Ba2+ BarioBerilio Be2+ BerilioCesio Cs+ CesioCalcio Ca2+ Calcio

Cromo (II) Cr2+ CromosoCromo (III) Cr3+ CrómicoCromo (VI) Cr6+ CromatoCobalto (II) Co2+ CobaltosoCobalto (III) Co3+ Cobáltico

Cobre (I) Cu+ CuprosoCobre (II) Cu2+ Cúprico

Galio Ga3+ GalioHelio He2+ (partícula α)

Hidrógeno H+ (Protón)Hierro (II) Fe2+ FerrosoHierro (III) Fe3+ FérricoPlomo (II) Pb2+ PlumbosoPlomo (IV) Pb4+ Plúmbico

Litio Li+ LitioMagnesio Mg2+ Magnesio

Manganeso (II)

Mn2+ Hipomanganoso

Manganeso (III)

Mn3+ Manganoso

Manganeso (IV)

Mn4+ Mangánico

Manganeso (VII)

Mn7+ Permangánico

Mercurio (II)

Hg2+ Mercúrico

Niquel (II) Ni2+ NiquelosoNiquel (III) Ni3+ Niquélico

Potasio K+ PotasioPlata Ag+ PlataSodio Na+ Sodio

Estroncio Sr2+ EstroncioEstaño (II) Sn2+ EstannosoEstaño (IV) Sn4+ Estánico

Zinc Zn2+ ZincCationes Poliatómicos

Amonio NH4+

Aniones Frecuentes

Nombre Formal FórmulaNombre

AlternativoAniones simples

Arseniuro As3-

Azida N3-

Bromuro Br-

Cloruro Cl-

Fluoruro F-

Hidruro H-

Yoduro I-

Nitruro N3-

Óxido O2-

Fosfuro P3-

Sulfuro S2-

Peróxido O22-

OxoanionesArseniato AsO4

3-

Arsenito AsO33-

Borato BO33-

Bromato BrO3-

Hipobromito BrO-

Carbonato CO32-

Hidrógeno Carbonato

HCO3- Bicarbonato

Clorato ClO3-

Perclorato ClO4-

Clorito ClO2-

Hipoclorito ClO-

Cromato CrO42-

Dicromato Cr2O72-

Yodato IO3-

Nitrato NO3-

Nitrito NO2-

Fosfato PO43-

Hidrógeno Fosfato

HPO42-

Dihidrógeno Fosfato

H2PO4-

Permanganato MnO4-

Fosfito PO33-

Sulfato SO42-

Tiosulfato S2O32-

Hidrógeno Sulfato

HSO4- Bisulfato

Sulfito SO32-

Hidronio H3O+

Nitronio NO2+

Mercurio (I) Hg22+ Mercurioso

Hidrógeno Sulfito

HSO3- Bisulfito

Aniones de Ácidos OrgánicosAcetato C2H3O2

-

Formiato HCO2-

Oxalato C2O42-

Hidrógeno Oxalato

HC2O4- Bioxalato

Otros AnionesHidrógeno

SulfuroHS- Bisulfuro

Teleruro Te2-

Amiduro NH2-

Cianato OCN-

Tiocianato SCN-

Cianuro CN-

Hidróxido OH-

BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS POR EL METODO DE TANTEO

Para el balanceo de ecuaciones por el método de tanteo es importante conocer la Ley de la

En una reacción química, la suma de las masa de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción.

Para igualar ecuaciones por este método han de compararse uno a uno los distintos elementos que figuran en la reacción. Si un elemento cualquiera, X, figura, por ejemplo, en el primer miembro con el subíndice 2 y en el segundo con 1, entonces, en principio, se ha de colocar el coeficiente 2 a la izquierda de la formula de segundo miembro que contiene el elemento X. Tal proceder se sigue sistemáticamente con los restantes elementos lo que obliga a veces a modificar alguno de los coeficientes ya escritos.

Igualase, por ejemplo, la reacción:

H2 + O2 H2O

El hidrogeno ya esta igualado, para ajustar el oxigeno es necesario colocar el coeficiente 2 a la molécula de H2O.

H2 + O2 2H2O

El balance, puesto que el coeficiente 2 afecta tanto al H como al O del agua, se deberá añadir el coeficiente 2 al H2 del primer miembro.

2H2 + O2 2H2O

Al establecer la misma cantidad de masa de los reactivos como en los productos se dice que la ecuación esta balanceada.

ANEXOBALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS POR EL METODO DE OXIDO-

REDUCCION

La oxidación se refiere a:     

La ganancia de oxígeno por parte de una molécula La pérdida de hidrógeno en una molécula La pérdida de electrones que sufre un átomo o  grupo de átomos Aumentando en consecuencia su número de oxidación

La reducción se refiere a:    

La pérdida de oxígeno por parte de una molécula La ganancia de hidrógeno en una molécula La ganancia de electrones que sufre un átomo o  grupo de átomos Disminución o reducción en su número de oxidación

Los procesos de oxidación y reducción suceden simultáneamente y nunca de manera

aislada, por lo que se denominan reacciones redox.

Para balancear este tipo de reacciones estudiaremos dos métodos:

Método redox o cambio del número de oxidación. Método de ion electrón.

En el método REDOX  se realizan los siguientes pasos: 

 

Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la

reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen.

Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.

Por ejemplo:       Cu 0    +   H1+N5+ O32-    →     Cu2+(N5+O3

2- )2    +   H21+ O2-   +  

N2+O2-

 

Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones

de intercambio.

                Cu 0   →   Cu2+  +   2e-                                           semirreacción de oxidación

   N5+   +   3e-    →     N2+                                                       semirreacción de reducción

 

Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones.

En este caso están balanceados:

Cu 0    →    Cu2+   +   2e-

N5+   +   3e-   → N2+

                                          

 

Paso 4.  Igualar el número de electrones ganados y cedidos: 

3[Cu0   →  Cu2+   +   2e-]2[N5+   +   3e-  → N2+]

 

 3Cu0   →  3Cu2+   +   6e-]  2N5+   +   6e- → 2N2+

 

Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones cedidos.

Paso 4. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se

verificó el cambio del número de oxidación:

 Cu 0    +  HNO3     →   3Cu(NO3)2       +   H2O   +  2NO

 

Paso 5. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de

la reacción:

3Cu0    +  8HNO3     →   3Cu(NO3)2      +   4H2O   +  2NO

 

Balancear por el método redox las siguientes reacciones:

 

a)        Fe2O3    +   CO    →   CO2   +     Fe

           

b)       HNO3  +   Sn0     →    SnO2   +     NO   +     H2O  

 

c)        Na2S2O3    +   H2O2    →    Na2SO4   +   H2SO4  +    H2O

 

d)       FeS2       +     O2        →   Fe2O3    +   SO2  

 

e)       NH3  +   Cu0     →    N2   +     Cu   +     H2O  

 

Respuesta:

a)   Fe2O3  + 3CO    →  3CO2   +  2Fe

 

b)  2HNO3  + 3SnO →  3SnO2  + 2NO  + H2O

 

c)   Na2S2O3    +  4 H2O2    →    Na2SO4   +   H2SO4  +   3H2O

 

d)   4FeS2     +  11O2    →   2Fe2O3   + 8SO2

 

e)  2NH3  +  3Cu0   →    N2   +  3Cu   +   3H2O

 

I. Reacciones que ocurren en medio ácido.

Balancear la reacción química siguiente:  

 CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4     →     CaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O

 Paso  1.  Los  compuestos  iónicos  se  separan  en  sus  iones  componentes,

señalando  con  toda  claridad  sus  cargas  correspondientes.  Los  óxidos  y  los

compuestos covalentes no se separan en iones.

Ca2+ + (C204)2- + K1+ + (MnO)1- + H+ + (SO4)2-    →     Ca2+ + (SO4)2- + Mn2+ + (SO4)2-

+K1+ + (SO4)2-  + CO2 + H2O

 

Paso  2.  Se  simplifica  la  reacción  eliminando  de  ella  todas  aquellas 

especies químicas que no tienen cambios durante el proceso.

 

 

 

Las especies que permanecen después de esta simplificación son las que toman

parte en el proceso redox. El resultado de este proceso recibe el nombre de

reacción iónica. En ésta, puede advertirse que aparece el ion H1+, lo que indica

que el proceso redox ocurre en medio ácido.

(C204)2-  + (MnO4)1-  + H1+     →     Mn2+ + (SO4)2- + CO2 + H2O

 

Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden:

(C204)2-   →   CO2                              semirreacción de oxidación

(MnO4)1-    →   Mn2+                          semirreacción de reducción

Paso 4. Balance de masa:

a.  Primero se balancean todos los átomos de los elementos, que no sean

oxígeno e hidrógeno.

Hay dos átomos de carbono en el primer miembro de la primera semirreacción y sólo uno

en el segundo miembro. Esto se ajusta mediante el coeficiente adecuado.

 

(C204)2+   →   2CO2  

La segunda semirreacción queda igual. Sólo hay un átomo de manganeso en ambos

miembros.

(MnO4)1-    →   Mn2+

 

b.  Ahora se balancea el oxígeno. En medio ácido, el exceso de oxígeno se

balancea con agua en el miembro contrario de la semirreacción.

En la  primera  semirreacción  el  oxígeno  está  balanceado,  no  así  en  la segunda. En

ésta hay 4 átomos de oxígeno en el ion (MnO4)1- y por tanto, se balancea con agua  como

se indicó:

(MnO4)1-     →     Mn2+ + 4H2O

 

Por último se balancea el hidrógeno con iones H+ en el lado contrario:

 

8H++  (MnO4)1-     →     Mn2+ + 4H2O

 

Con esto concluye el proceso de balance de masa. El resultado es:

    

(C204)2+     →           2CO2

 

8H++  (MnO4)1-     →     Mn2+ + 4H2O

   

 

Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance

de masa. Nunca antes.

Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. El número de

electrones perdidos y ganados debe ser el mismo en todo proceso redox. Esto se

logra multiplicando por el factor adecuado las semirreacciones redox balanceadas

en masa y carga:

 

Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la

reacción general, pero sólo quedarán balanceadas las especies que intervinieron

en el proceso redox:

 

 

 Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el

proceso redox:

                

 II. Reacciones que ocurren en medio básico.

 

Balancear la reacción química siguiente:

 

Zn + NaNO3 + NaOH     →     Na2ZnO2 + NH3 + H2O

 

Paso  1.  Los  compuestos  iónicos  se  separan  en  sus  iones  componentes,

señalando  con  toda  claridad  sus  cargas  correspondientes.  Los  óxidos  y  los

compuestos covalentes no se separan en iones. Los elementos libres tienen

carga cero.

Zn0 + Na1+ + (NO3)1- + Na1+ + (OH)1-    →     Na1+  + (ZnO2)2- + NH3 + H2O

 

Paso  2.  Se  simplifica  la  reacción  eliminando  de  ella  todas  aquellas 

especies químicas que no tienen cambios durante el proceso.

       

Zn0 + Na1+ + (NO3)1-  + Na1+ + (OH)1-   →    Na1+  + (ZnO2)2-  + NH3 + H2O

 

Las especies que permanecen son las que toman parte en el proceso redox. El

resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede

advertirse que aparece el ion (OH)1-,  lo que indica que el proceso ocurre en

medio básico.

Zn0 + (NO3)1-  + (OH)1-   →   (ZnO2)2-  + NH3 + H2O

Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden:                                       

            Zn0   →      (ZnO2)2-

(NO3)1-       →      [NH3]0

Paso 4. Balance de masa:

Balancear átomos diferentes de oxígeno  e hidrógeno. En ambas semirreacciones están

balanceados.

Balancear  los átomos de oxígeno con moléculas de agua. Se cuentan los átomos de

oxígeno y se agregan, en igual número, moléculas de agua del otro lado de la reacción o

reacciones:

2H2O   +   Zn0   →   (ZnO2)2-

                                                                              (NO3)1-   →   [NH3]0   +   3H2O 

 

Los átomos de hidrógeno por facilidad, se ajustan con iones H+ como si fuera una reacción

que se verifica en medio ácido:

     2H2O   +   Zn0   →   (ZnO2)2-   +   4H+

 9H+   +   (NO3)1-   →   [NH3]0   +   3H2O 

 

Para compensar los iones H+, se adicionan igual número de iones (OH)- en ambos lados de

las semirreacciones y formar moléculas de agua, los iones (OH) - sobrantes, corresponden al

medio básico de la reacción:

 

Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance de

masa. Nunca antes.

Se agregan electrones (e-) para igualar las cargas iónicas:

Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. De nuevo, el número de electrones perdios y ganados en el proceso redox debe ser el mismo.Por tanto, las semirreacciones se multiplican por el factor adecuado para lograr este propósito.

 

Al sumar y simplificar las semirreacciones:

Ecuación iónica completa:

 

Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la

reacción general, pero sólo quedarán balanceadas las especies que intervinieron

en el proceso redox:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH   →   4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

 

Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el

proceso redox:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH   →   4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

 

Actividad

Investiga cómo se puede identificar al agente oxidante y agente reductor en una reacción de

redox.

 

Balancea por el método de ion electrón las siguientes reacciones

químicas. Entrégalas a tu asesor de forma escrita para la revisión de los pasos

que seguiste, incluye la  identificación del agente oxidante y reductor:

a)  Bi2O3   +   KOH   +   KClO   →   KBiO3   +   KCl   +   H2O

 

b) Cl2   +   KOH   →   KClO3   +    KCl   +  H2O

 

c) C   +   HNO3   →   CO2    +    NO2  +  H2O