Balanceo de ecuaciones químicas (Tipos de reacciones químicas) – Química EXANI-II

El tema de “Fundamentos generales de las reacciones químicas y su balanceo” es esencial para quienes se preparan para el examen de admisión EXANI-II en la sección de química. Comprender este tema no solo es crucial para lograr un buen desempeño en el examen, sino también para sentar las bases del conocimiento químico que se desarrollará en estudios más avanzados.

En este módulo, exploraremos desde los conceptos básicos hasta las aplicaciones más complejas del balanceo de ecuaciones químicas. Iniciaremos con los fundamentos generales, donde entenderemos la importancia del balanceo de ecuaciones para reflejar con precisión las leyes de conservación de la materia. Posteriormente, examinaremos los diferentes tipos de reacciones químicas, como las de síntesis, descomposición, sustitución y combustión, comprendiendo sus definiciones, identificando ejemplos y aprendiendo a reconocerlas en las ecuaciones balanceadas.

Tipos de reacciones químicas en ecuaciones balanceadas

En las ecuaciones químicas balanceadas, los tipos de reacciones se clasifican según los cambios que experimentan las sustancias involucradas. A continuación, se detallan los principales tipos de reacciones químicas:

Reacciones de síntesis o combinación

En una reacción de síntesis, también conocida como reacción de combinación, dos o más sustancias simples se combinan para formar una sustancia más compleja. Este tipo de reacción es fundamental en la química y puede observarse tanto en procesos naturales como industriales. La forma general de una reacción de síntesis es:

A + B → A B

Las reacciones de síntesis involucran la unión de elementos o compuestos más simples para formar un producto más complejo. Este proceso es opuesto al de descomposición, donde un compuesto se divide en partes más pequeñas. Ejemplos:

• Formación de agua: Cuando el hidrógeno gas (H₂​) reacciona con el oxígeno gas (O₂​), los dos gases se combinan para formar agua (H₂O). La reacción se representa como 2H₂ ​+ O₂​  →  2H₂​O. Aquí, dos moléculas de hidrógeno se combinan con una molécula de oxígeno para producir dos moléculas de agua.
• Síntesis de amoníaco: En la síntesis de Haber-Bosch, el nitrógeno (N₂) y el hidrógeno (H₂​) se combinan bajo alta presión y temperatura con un catalizador para formar amoníaco (NH₃​), siguiendo la ecuación N₂​ + 3H₂ →  2NH₃​.

Para identificar una reacción de síntesis, busca ecuaciones donde múltiples reactivos se combinan para formar un único producto más complejo. No se generan subproductos, y la estructura de la ecuación refleja una construcción o síntesis.

Reacciones de descomposición

Las reacciones de descomposición son el proceso inverso de las reacciones de síntesis. En estas reacciones, un compuesto se rompe en dos o más sustancias más simples. Son esenciales en diversos procesos químicos, biológicos y geológicos. La forma general de una reacción de descomposición es:

A B → A + B

En una reacción de descomposición, un único compuesto se descompone en productos más simples, que pueden ser elementos o compuestos menos complejos. Estas reacciones requieren frecuentemente un aporte de energía, como calor, luz o electricidad, para ocurrir. Ejemplos:

• Descomposición del carbonato de calcio: Al calentar carbonato de calcio (CaCO₃​), se descompone en óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (CO₂​). La reacción se representa como CaCO₃​  →  CaO + CO₂​. Este proceso es crucial en la fabricación de cal viva y cemento.
• Descomposición del peróxido de hidrógeno: El peróxido de hidrógeno (H₂​O₂) se descompone espontáneamente en agua (H₂O) y oxígeno (O₂) en presencia de luz, catalizadores o a cierta temperatura, siguiendo la ecuación 2H₂O₂→2H₂​O+O₂.

Las reacciones de descomposición se identifican por tener un único reactivo que se divide en dos o más productos. La clave está en reconocer que la complejidad del reactivo se reduce en los productos, mostrando un proceso de simplificación o descomposición.

Reacciones de simple sustitución o desplazamiento

Las reacciones de simple sustitución, también conocidas como reacciones de desplazamiento, involucran un elemento y un compuesto, donde el elemento libre desplaza o sustituye a otro elemento dentro del compuesto. Estas reacciones siguen la forma general:

A + BC  →  AC + B

En este tipo de reacción, un elemento más reactivo desplaza a un elemento menos reactivo de su compuesto en solución. El elemento que actúa solo, A, desplaza a B en el compuesto BC, formando el nuevo compuesto AC y liberando el elemento B. Ejemplos :

• Desplazamiento de cobre por zinc: En una solución de sulfato de cobre (CuSO₄​), si introducimos un metal más reactivo como el zinc (Zn), el zinc desplaza al cobre del compuesto, formando sulfato de zinc (ZnSO₄) y liberando cobre metálico (Cu). La ecuación química es: Zn + CuSO₄ ​ →  ZnSO₄ ​+ Cu.
• Reacción de hierro y sulfato de cobre: Al sumergir hierro (Fe) en una solución de sulfato de cobre (II) (CuSO₄​), el hierro desplaza al cobre, formando sulfato de hierro (II) (FeSO₄​) y cobre metálico. La ecuación sería: Fe + CuSO₄  →  FeSO₄ ​+ Cu.

Estas reacciones se reconocen por la presencia de un solo elemento y un compuesto en los reactivos, que se intercambian para formar un nuevo compuesto y liberar otro elemento. La reactividad de los metales suele determinar la dirección de la sustitución.

Reacciones de doble sustitución o metátesis

Las reacciones de doble sustitución implican dos compuestos que intercambian sus componentes para formar dos nuevos compuestos. Este tipo de reacción se caracteriza por la forma general:

AB + CD  →  AD + CB

En estas reacciones, los iones de dos compuestos intercambian parejas para formar dos nuevos compuestos. Generalmente ocurren en solución acuosa, donde los iones pueden moverse libremente y reaccionar. Las reacciones de doble sustitución son comunes en formaciones de precipitados y reacciones de neutralización. Ejemplos:

• Reacción entre nitrato de plata y cloruro de sodio: Al mezclar soluciones acuosas de nitrato de plata (AgNO₃​) y cloruro de sodio (NaCl), se forma cloruro de plata insoluble (AgCl) y nitrato de sodio (NaNO₃​). La ecuación es: AgNO₃ ​+ NaCl  →  AgCl + NaNO₃​.
• Formación de sulfato de bario: Al combinar soluciones de sulfato de potasio (K₂​SO₄​) y cloruro de bario (BaCl₂​), el bario y el sulfato intercambian iones, formando sulfato de bario insoluble (BaSO₄​) y cloruro de potasio (KCl). La ecuación resultante es: K₂SO₄​ + BaCl₂  →  BaSO₄​ + 2KCl.

Las reacciones de doble sustitución se identifican cuando dos compuestos intercambian componentes, generalmente resultando en al menos un producto insoluble (precipitado) o en un producto notablemente distinto. La identificación se facilita al observar la formación de productos nuevos que no eran evidentes en los reactivos.

Reacciones de combustión

Las reacciones de combustión son un tipo fundamental de reacciones químicas en las que una sustancia (generalmente un compuesto orgánico) reacciona rápidamente con el oxígeno (O2) liberando energía en forma de calor y luz, lo que resulta en la formación de productos de combustión. Estas reacciones son cruciales tanto en numerosas aplicaciones industriales como en la vida cotidiana, por ejemplo, en la generación de energía, en motores de vehículos y en la calefacción doméstica. La forma general de la ecuación para la combustión completa de un hidrocarburo es:

donde CₓHᵧ representa la fórmula molecular del hidrocarburo y z es la cantidad adecuada de moléculas de oxígeno requeridas para la reacción.

Una reacción de combustión típica implica un combustible y un oxidante (siendo el oxígeno el oxidante más común). El combustible puede ser un hidrocarburo (compuesto principalmente de carbono e hidrógeno) o cualquier otra sustancia que pueda oxidarse de manera exotérmica. La reacción de combustión produce dióxido de carbono (CO₂) y agua (H₂O) si el combustible es un hidrocarburo, liberando energía en el proceso. Ejemplos:

• Combustión del metano: El metano (CH4), el componente principal del gas natural, se quema en presencia de oxígeno para producir dióxido de carbono y agua, liberando energía. La ecuación química es: CH₄​+2O₂​→CO₂​+2H₂​O.
• Combustión de la gasolina: La gasolina, una mezcla compleja de hidrocarburos, se quema en los motores de los automóviles, produciendo principalmente dióxido de carbono y agua, junto con la liberación de energía. La ecuación generalizada para un hidrocarburo en la gasolina podría ser representada por una ecuación simplificada, considerando la gasolina como octano (C8H18) en un modelo ideal: 2C₈H₁₈​+25O₂​→16CO₂+18H₂O.

Las reacciones de combustión se pueden identificar por la presencia de oxígeno como reactivo y la formación de dióxido de carbono y agua como productos principales. La liberación de energía también es una característica clave. En un entorno de laboratorio o industrial, la identificación de una reacción de combustión también se asocia a menudo con la emisión de calor y, a veces, con la luz.

Coeficientes de reactivos y productos

Concepto de coeficientes estequiométricos

Los coeficientes estequiométricos son números que se colocan delante de los reactivos y productos en una ecuación química para indicar las proporciones en moles en las que las sustancias reaccionan y se producen. Son esenciales para cumplir con la ley de conservación de la masa, asegurando que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la ecuación. Estos coeficientes son fundamentales para entender cuánto de cada reactivo se necesita y cuánto producto se generará en una reacción química. Permiten convertir las ecuaciones químicas en representaciones cuantitativas.

Existen diversos metodos que nos pueden ayudar a balancear ecuaciones, pero en el EXANI-II jamas te pediran que utilices un metodo especifico, por lo que aquí te mostrare el metodo mas rapido de todos. El Balanceo por Inspeccion o Tanteo.

Metodo de Balanceo por Tanteo o Inspección

El método de balanceo por tanteo, también conocido como método de inspección, es una técnica intuitiva y directa para balancear ecuaciones químicas. A continuación, detallaré más a fondo este método y aplicaré las reglas al ejemplo proporcionado para una comprensión clara:

Reglas y Aplicación del Método de Balanceo por Tanteo:

1. Identificar reaccionantes y productos: Toda ecuación química se divide en dos partes: los reaccionantes (a la izquierda) y los productos (a la derecha). Es crucial reconocer y listar estos componentes antes de comenzar el balanceo.
2. Utilización de coeficientes: Los coeficientes se colocan delante de las fórmulas químicas para asegurar que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la ecuación. Es importante recordar que el coeficiente 1 es implícito y, por lo tanto, no se escribe.
3. Influencia de los coeficientes en la fórmula: Cuando se asigna un coeficiente a un compuesto, este multiplica cada átomo dentro de la fórmula. Si la fórmula contiene paréntesis, el coeficiente se multiplica por el número fuera del paréntesis, afectando a todos los átomos dentro de él.
4. Balanceo paso a paso: Se comienza balanceando un elemento que aparezca en un solo reactivo y en un solo producto, preferentemente uno que no sea oxígeno ni hidrógeno, y se ajustan los coeficientes progresivamente.

Ejemplo 1:

Ecuación a balancear:

Al + Cr₂O₃ → Al₂O₃ + Cr

• Balanceo del aluminio (Al): Observamos que en los reaccionantes hay 1 átomo de aluminio y en los productos hay 2 (dentro de Al2O3). Para igualarlos, colocamos un coeficiente de 2 delante del Al en los reaccionantes:

2Al + Cr₂O₃ → Al₂O₃ + Cr

• Balanceo del cromo (Cr): A continuación, balanceamos el cromo. Tenemos 2 átomos de cromo en el reactante (dentro de Cr2O3) y solo 1 en los productos. Igualamos colocando un coeficiente de 2 delante del Cr en los productos:

2Al + Cr₂O₃ → Al₂O₃ + 2Cr

• Verificación del oxígeno (O): Finalmente, verificamos el oxígeno, que ya está balanceado con 3 átomos a cada lado de la ecuación.

2Al + Cr₂O₃ → Al₂O₃ + 2Cr

Ecuación balanceada:

2Al + Cr₂O₃ → Al₂O₃ + 2Cr

Ejemplo 2:

Ecuación a balancear:

C₃​H₈​ + O₂​  →  CO₂​ + H₂​O

Pasos para el Balanceo:

1. Balanceo del carbono (C): El propano (C3H8) contiene 3 átomos de carbono, por lo que necesitamos tres moléculas de dióxido de carbono (CO2) para tener 3 átomos de carbono en los productos. La ecuación ajustada para el carbono sería:

C₃​H₈​ + O₂​  →  3CO₂​ + H₂​O

2. Balanceo del hidrógeno (H): Hay 8 átomos de hidrógeno en el propano. Necesitamos 4 moléculas de agua (H2O) en los productos para tener 8 átomos de hidrógeno. La ecuación con el hidrógeno balanceado queda así:

C₃​H₈​ + O₂​  →  3CO₂​ + 4H₂​O

3. Balanceo del oxígeno (O): Contamos los átomos de oxígeno en los productos: tenemos 3 moléculas de CO2 (con un total de 6 átomos de oxígeno) y 4 moléculas de H2O (con un total de 4 átomos de oxígeno), sumando un total de 10 átomos de oxígeno en los productos. Por lo tanto, necesitamos 5 moléculas de O2 (que suman 10 átomos de oxígeno) como reactivos:

C₃​H₈​ + 5O₂​  →  3CO₂​ + 4H₂​O

Ecuación balanceada:

C₃​H₈​ + 5O₂​  →  3CO₂​ + 4H₂​O

El método de tanteo es eficaz para la mayoría de las ecuaciones que encontrarás en un examen de admisión. La clave es practicar con una variedad de ecuaciones para desarrollar una intuición sólida y una habilidad rápida en el balanceo de reacciones químicas.

Ecuaciones químicas que resultan de situaciones o experimentos científicos

Las ecuaciones químicas resultantes de situaciones o experimentos científicos no solo representan las transformaciones químicas de manera simplificada y simbólica, sino que también ofrecen una visión detallada de los procesos moleculares en juego. Estas ecuaciones son fundamentales para la comprensión y la comunicación en el campo de la química, este tema es uno de los mas preguntados en el EXANI-II de quimica por lo que conocerlo te dara mucha ventaja en tu examen. A continuación, se detalla cómo se elaboran e interpretan estas ecuaciones:

Interpretación de Ecuaciones a Partir de Descripciones Experimentales

Esta tarea implica la traducción de un relato detallado de un procedimiento experimental en la nomenclatura y simbología estandarizadas de la química. Es un proceso crítico que permite a los químicos y estudiantes visualizar y comprender las interacciones y transformaciones químicas subyacentes. Algunos consejos para que respondas correctamente estos ejercicios en tu EXANI-II son:

• Identificar todos los componentes mencionados en la descripción, clasificándolos como reactivos o productos.
• Establecer el contexto del experimento, incluyendo condiciones como temperatura, presión, y catalizadores, que pueden influir en la dirección y los productos de la reacción.
• Aplicar la ley de conservación de la masa, asegurando que cada elemento tenga el mismo número total de átomos en ambos lados de la ecuación.
• Considerar la ley de conservación de la carga, especialmente relevante en reacciones que involucran iones.

Análisis y Conversión de Descripciones Verbales a Ecuaciones Químicas

Algunos consejos para que respondas correctamente estos ejercicios en tu EXANI-II son:

• Detallar las propiedades físicas y químicas conocidas de los reactivos y productos, como la solubilidad y el estado de oxidación, para prever las fases y los estados correctos.
• Utilizar la información contextual, como la presencia de un ambiente ácido o básico, para deducir productos o subproductos no mencionados explícitamente.
• Balancear la ecuación empleando métodos sistemáticos para ajustar los coeficientes, reflejando proporciones estequiométricas realistas y coherentes con las leyes químicas.

Ejemplo de Ejercico para el EXANI-II

Un químico calienta en un crisol nitrato de potasio a temperaturas superiores a 400 °C; se producen nitrato de potasio y oxígeno.

Identifique la ecuación que representa el proceso descrito.

1. KNO₃​ → KNO₂ + O₂
2. 2 KNO₃​ → 2 KNO₂ + O₂
3. KNO₃​ → K₂O + NO₂ + O₂

Para llegar al resultado correcto, haras esto en tu EXANI-II:

1. Razona lo que se te indica: Saber que el nitrato de potasio se descompone cuando se calienta a altas temperaturas es esencial. La descomposición térmica de nitratos suele producir nitritos y oxígeno.
2. Balanceo de la ecuación: La ecuación química debe estar balanceada en términos del número de átomos de cada elemento en ambos lados de la reacción.
3. Considerar las leyes químicas: Asegúrate de que la ecuación respete las leyes de la conservación de la masa y las reglas de la estequiometría.

Con base en estos pasos, se identifica que la opción A no está balanceada porque tiene un solo oxígeno en el producto. La opción C no es correcta ya que no se forma K₂O ni NO₂ en la descomposición típica de los nitratos. La opción D incluye nitrógeno gaseoso, el cual no es un producto típico de la descomposición del nitrato de potasio. Por lo tanto, la opción B es la correcta, ya que los nitratos al descomponerse generan nitritos y oxígeno en una proporción que respeta la conservación de la masa y los números de oxidación. La ecuación balanceada sería:

2KNO₃​​→2KNO₂​+O₂

Esta es la forma en la que puedes acercarte a resolver estas preguntas en tu examen, utilizando tus conocimientos de química y el balanceo de ecuaciones.

Átomos de elementos y compuestos en ecuaciones químicas

Los átomos son las unidades fundamentales que constituyen la materia en el universo, y cada elemento químico está definido por el número de protones en su núcleo, lo que se conoce como número atómico. Los elementos se representan por símbolos químicos, como H para el hidrógeno, O para el oxígeno o Fe para el hierro, y cada uno posee propiedades únicas. Entender estos conceptos es crucial para la química y te ayudará en tu examen de admisión del EXANI-II.

En las ecuaciones químicas, los compuestos se representan mediante fórmulas que indican los tipos y números de átomos presentes. Por ejemplo, el agua (H₂O) contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Los subíndices en las fórmulas indican la cantidad de átomos de cada elemento en el compuesto, mientras que los coeficientes al inicio de cada fórmula representan el número de unidades de cada sustancia involucrada en la reacción.

La habilidad para interpretar correctamente estas fórmulas y coeficientes es esencial para realizar cálculos estequiométricos y entender la relación cuantitativa entre reactivos y productos en una reacción química, una habilidad clave para el EXANI-II.

El conteo de átomos en una fórmula implica multiplicar el subíndice de cada elemento dentro de un compuesto por el coeficiente de la fórmula si lo hay. Por ejemplo, en 4H₂O, el número total de átomos de hidrógeno es 4 x 2 = 8, y el de oxígeno es 4 x 1 = 4.

Las leyes ponderales son fundamentales en estequiometría y esenciales para cualquier químico. La ley de la conservación de la masa, establecida por Antoine Lavoisier, indica que en una reacción química cerrada, la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Esta ley subraya la importancia de un balanceo correcto en las ecuaciones químicas y será crucial para resolver problemas en el EXANI-II.

La ley de las proporciones definidas, propuesta por Joseph Proust, establece que un compuesto químico siempre contiene exactamente la misma proporción de elementos por masa. Por otro lado, la ley de las proporciones múltiples, formulada por John Dalton, afirma que cuando dos elementos forman más de un compuesto, las masas de uno de los elementos que se combinan con una masa fija del otro están en relación de números enteros pequeños.

Estos principios no solo son la base para entender reacciones y compuestos específicos sino también para abordar problemas complejos de estequiometría, lo que te ayudará significativamente en tu examen de admisión de química del EXANI-II. Familiarizarse con ejemplos y ejercicios en estos temas asegurará una comprensión profunda y la habilidad para aplicar estos conceptos en contextos variados.

Ejemplos:

• Ejemplo Básico: Agua (H₂O) En una molécula de agua, el subíndice “2” junto al hidrógeno (H) indica que hay dos átomos de hidrógeno. No hay subíndice al lado del oxígeno (O), lo que implica que solo hay un átomo de oxígeno. Por lo tanto, en una molécula de H₂O, hay un total de 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno.
• Ejemplo con Coeficientes: 2H₂O (agua) El coeficiente “2” fuera de H₂O significa que tenemos dos moléculas de agua. Dentro de una molécula de agua, hay 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno. Multiplicando los átomos de cada tipo por el coeficiente (2), obtenemos 2 x 2 = 4 átomos de hidrógeno y 2 x 1 = 2 átomos de oxígeno en total.
• Ejemplo con Compuestos Complejos: Ca₃ (PO₄)₂ (fosfato de calcio) Este compuesto tiene un coeficiente de 1 (implícito, por lo tanto, no se escribe), 3 átomos de calcio (Ca), y el grupo (PO₄)₂. Para el fósforo (P) dentro del grupo (PO₄), el subíndice “4” se aplica al oxígeno, no al fósforo. Así que hay un átomo de P por cada PO₄ y dos grupos PO₄: 2 x 1 = 2 átomos de fósforo. Para el oxígeno (O), tenemos 4 átomos de oxígeno en cada grupo PO₄ y dos grupos: 4 x 2 = 8 átomos de oxígeno. En total, en Ca3(PO₄)₂, hay 3 átomos de calcio, 2 de fósforo, y 8 de oxígeno.
• Ejemplo para Practicar Conteo en Mezclas: 3CO₂ + 2H₂O Para el dióxido de carbono (CO₂): El coeficiente “3” indica tres moléculas de CO₂. Cada molécula tiene 1 átomo de carbono, así que hay 3 x 1 = 3 átomos de carbono. Cada molécula tiene 2 átomos de oxígeno, entonces hay 3 x 2 = 6 átomos de oxígeno de CO₂. Para el agua (H₂O): El coeficiente “2” indica dos moléculas de H₂O. Cada molécula tiene 2 átomos de hidrógeno, por lo que hay 2 x 2 = 4 átomos de hidrógeno. Y cada molécula tiene 1 átomo de oxígeno, así que hay 2 x 1 = 2 átomos de oxígeno de H₂O. En total, combinando ambos compuestos, tenemos 3 átomos de carbono, 4 átomos de hidrógeno, y 8 átomos de oxígeno (6 de CO₂ y 2 de H₂O).

Preguntas EXANI-II

Pregunta 1 (Ejercicio tomado del Simulador EXANI-II):

Un químico calienta en un crisol carbonato de plata a temperaturas superiores a 1 000 °C; se producen óxido de plata y dióxido de carbono.

Identifique la ecuación que representa el proceso descrito.

1. Ag₂CO₃ → Ag₂O + CO₂
2. AgCO₃ → Ag₂O + CO₂
3. Ag₂CO₃ → AgO + CO₂

Explicación

Respuesta correcta a) Ag2CO3 → Ag2O + CO2.

Esta es la ecuación que correctamente representa la descomposición térmica del carbonato de plata (Ag2CO3). Al calentar este compuesto, se descompone en óxido de plata (Ag2O) y dióxido de carbono (CO2), manteniendo los números de oxidación de todos los elementos según lo establecido en la tabla periódica. El óxido de plata contiene dos átomos de plata, como en el reactivo original, y se produce una molécula de dióxido de carbono.

La opción b) AgCO3 → Ag2O + CO2 no es correcta porque AgCO3 sugiere un compuesto que no existe con un solo átomo de plata, lo cual es incorrecto ya que el carbonato de plata tiene la fórmula Ag2CO3, con dos átomos de plata.

La opción c) Ag2CO3 → AgO + CO2 tampoco es correcta porque AgO implicaría un óxido con una proporción de 1:1 de plata a oxígeno, lo cual no es consistente con los productos de la descomposición del carbonato de plata.

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Pregunta 2 (Ejercicio tomado del Simulador EXANI-II):

Identifique los coeficientes que balancean la ecuación.

__H₂SO₄+__NaHC₃→__Na₂SO₄+__CO₂+__H₂O

1. 1, 1, 1, 2, 1
2. 1, 2, 1, 2, 2    
3. 2, 1, 2, 1, 2

Ojo: el simulador del EXANI-II tiene un error aquí, la ecuacion correcta a balancear es:

__H₂SO₄+__NaHCO₃→__Na₂SO₄+__CO₂+__H₂O

Ten en cuenta que se pueden equivocar al plantear las preguntas en tu EXANI-II, aun asi busca encontrar la respuesta correcta.

Explicación:

Ecuación a balancear:

__H₂SO₄ + __NaHCO₃  →  __Na₂SO₄ + __CO₂ + __H₂O

Pasos para el Balanceo:

1. Balanceo del sodio (Na): Tenemos 1 átomo de sodio en el bicarbonato de sodio (NaHCO3) y necesitamos 2 para el sulfato de sodio (Na2SO4). Ajustamos la ecuación para el sodio añadiendo un coeficiente de 2 frente al NaHCO3:

__H₂SO₄ + 2NaHCO₃  →  __Na₂SO₄ + __CO₂ + __H₂O

• Balanceo del carbono (C): Con el ajuste previo, ahora tenemos 2 átomos de carbono del bicarbonato de sodio. Necesitamos dos moléculas de CO2 para balancear los átomos de carbono:

__H₂SO₄ + 2NaHCO₃  →  __Na₂SO₄ + 2CO₂ + __H₂O

• Balanceo del oxígeno (O): Después de balancear el carbono, contamos los átomos de oxígeno. En el reactivo, tenemos 4 oxígenos del H2SO4 y 3 oxígenos de cada NaHCO3, sumando un total de 10 oxígenos. En el producto, tenemos 4 oxígenos en el Na2SO4 y 2 oxígenos en cada CO2, sumando un total de 8 oxígenos, más los oxígenos del agua que aún no hemos balanceado. Para igualar los oxígenos, ajustamos la cantidad de moléculas de agua a 2, sumando un total de 10 oxígenos en el lado del producto:

__H₂SO₄ + 2NaHCO₃  →  __Na₂SO₄ + 2CO₂ + 2H₂O

• Balanceo del hidrógeno (H): Ahora consideramos los hidrógenos. En los reactivos, tenemos 2 hidrógenos del H2SO4 y 2 más de los 2 NaHCO3 (1 por cada uno), lo que nos da un total de 4 hidrógenos. Para equilibrar los hidrógenos en los productos, necesitamos 2 moléculas de H2O, ya que cada una aporta 2 hidrógenos, en este caso los hidrogenos estan balanceados en ambos lados.

__H₂SO₄ + 2NaHCO₃  →  __Na₂SO₄ + 2CO₂ + 2H₂O

Ecuación balanceada:

1H₂SO₄ + 2NaHCO₃  →  1Na₂SO₄ + 2CO₂ + 2H₂O

Pregunta 3 (Ejercicio tomado del Simulador EXANI-II):

En el compuesto 3Ca₂(PO₄)₂ hay ___ átomos de _______.

1. 3, calcio        
2. 6, fósforo
3. 8, oxígeno

Explicación:

Respuesta correcta a) 6, fósforo.

En el compuesto 3Ca₂ (PO₄)₂, primero se observa el coeficiente global de 3, que multiplica a todos los átomos dentro del compuesto. El grupo (PO₄) tiene un subíndice de 2, lo que indica que hay dos grupos de fosfato en la fórmula unitaria. Sin embargo, cada grupo fosfato contiene solo un átomo de fósforo (P). Por lo tanto, para contar el total de átomos de fósforo, se multiplican los átomos de fósforo en un grupo fosfato (1) por el número de grupos fosfato (2) y luego por el coeficiente global (3): 1 (P) * 2 (PO₄) * 3 = 6 átomos de fósforo.

Explicación de por qué las otras respuestas no son correctas:

• 3, calcio: Aunque el compuesto muestra Ca₂, lo que indicaría dos átomos de calcio por cada fórmula unitaria de Ca₂ (PO₄)2, el coeficiente global de 3 multiplica toda la fórmula, incluyendo el calcio. Esto significa que el número total de átomos de calcio es 2 (Ca) * 3 = 6, no 3. La confusión podría surgir al no aplicar el coeficiente a todos los elementos del compuesto.
• 8, oxígeno: Cada grupo PO₄ contiene 4 átomos de oxígeno. Como hay dos grupos de PO₄ en la fórmula y además un coeficiente global de 3, el total de átomos de oxígeno se calcula como 4 (O en PO₄) * 2 (PO₄) * 3 = 24, no 8. La confusión aquí podría ser no multiplicar correctamente por todos los subíndices y el coeficiente global.