En muchas ecuaciones químicas comunes, los coeficientes serán bastante pequeños, generalmente menos de 6ish.
Cuando involucra los elementos del bloque d, los números subirán. Pero generalmente se quedan por debajo de 10.
Cuando comienzas a mirar los hidrocarburos y otras moléculas orgánicas grandes, la historia es completamente diferente. Pero el número de elementos en los compuestos orgánicos es bastante limitado.
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Si observa una reacción ácido-base típica, primero observe cuántos iones OH- e iones H + están presentes. Los ácidos y bases monopróticos (es decir, NaOH y HCl) reaccionan en una proporción 1: 1. La base monoprótica y un ácido diprótico (es decir, NaOH y H2SO4) reaccionan en una proporción de 2: 1, etc. Una reacción típica ácido-base produce agua y la sal respectiva. Una vez que sabes eso, equilibrar la ecuación es fácil.
Miro grupos en lugar de átomos individuales. No sé lo que te funciona. Por ejemplo, si hay un grupo sulfato, lo veo como SO4 (2-) en lugar de 1 átomo de azufre y 4 átomos de oxígeno. Por supuesto, esto solo funciona si el grupo está presente en ambos lados. A veces se rompen. Los grupos de equilibrio aceleran el proceso.
Puedes escribir las medias reacciones para reacciones redox. Por ejemplo, la reacción entre KMnO4 y FeSO4 en medio ácido. Recuerde que el medio es importante aquí. KMnO4 se comporta de manera diferente en diferentes medios.
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2 (SO4) 3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Ahora, ¿cómo equilibras eso?
Puede comenzar mirando los estados de oxidación. Antes de comenzar a escribir todos los estados de oxidación, eche un vistazo a la ecuación. El grupo SO4 (2-) no cambió. Así que no hay que preocuparse por eso. El potasio y el hidrógeno siguen siendo +1. Entonces Mn cambió de +7 a +2 y Fe cambió de +2 a +3.
MnO4 (-) → Mn2 +
Tienes cuatro átomos de oxígeno en el lado izquierdo. Entonces agregamos agua al lado derecho para compensar eso.
MnO4 (-) → Mn (2+) + 4H2O
Ahora tienes 8 átomos de hidrógeno en el lado derecho. Como esto tiene lugar en un medio ácido, agregamos H + al lado izquierdo.
MnO4 (-) + 8H (+) → Mn (2+) + 4H2O
Ahora los átomos están equilibrados, pero las cargas no. Ahora agregamos electrones para equilibrar las cargas. Recuerde que los electrones están cargados negativamente.
MnO4 (-) + 8H (+) + 5e → Mn (2+) + 4H2O Esta es la media reacción de reducción.
Ahora está equilibrado.
Para Fe,
Fe (2+) → Fe (3+)
Pues esto es fácil. Simplemente agregue un electrón para equilibrar la carga.
Fe (2+) → Fe (3+) + e Esta es la media reacción de oxidación.
Ahora necesitamos agregar estas dos reacciones. Cuando sumas las dos ecuaciones, los electrones deben cancelarse. Lo que significa que debería haber la misma cantidad de electrones en ambos lados. Entonces podemos multiplicar la mitad de la reacción de oxidación por 5 y agregarla a la mitad de la reacción de reducción.
MnO4 (-) + 8H (+) + 5Fe (2+) → Mn (2+) + 4H2O + 5Fe (3+)
Esto es lo que sucede en la reacción, la ecuación iónica neta. Los otros son iones espectadores. No cambian Cuando agrega los iones espectadores, los coeficientes pueden cambiar nuevamente, dependiendo de las cargas.
KMnO4 + 4H2SO4 + 5FeSO4 → MnSO4 + 4H2O + 5Fe2 (SO4) 3 + K2SO4
Todavía no está equilibrado. Tenemos 17 grupos sulfato en el lado derecho. Ese es un número primo. No es muy fácil equilibrar cuando tienes múltiples fuentes. Entonces podemos aumentarlo a 18 y equilibrar los grupos sulfato, hierro y oxígeno.
2KMnO4 + 8H2SO4 + 10FeSO4 → 2MnSO4 + 8H2O + 5Fe2 (SO4) 3 + K2SO4
Ahora está equilibrado. Sé que cuando escribo mi proceso de pensamiento, suena más complicado de lo que es. Pero se siente muy natural una vez que estás acostumbrado.
La conclusión es, comience mirando las cantidades fácilmente cambiables como agua, CO2, H2, etc. No cambian drásticamente la ecuación. Si comienza cambiando la cantidad de una molécula con tantos elementos diferentes, se complica. Una vez que haya equilibrado la ecuación, recuerde verificar si hay un denominador común. Como regla general, debe escribir ecuaciones químicas utilizando la relación más simple posible.
