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Balanceo de Ecuacion Por El Metodo de Ion -Electron

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Academic year: 2021

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Con estas reglas podemos hallar los números de oxidación de un elemento dentro de un Con estas reglas podemos hallar los números de oxidación de un elemento dentro de un compuesto y así determinar si hubo

compuesto y así determinar si hubo reducción u oxidación. Algunos ejemplos:reducción u oxidación. Algunos ejemplos: SO

SO44  !! " " #e #e $$ $$ % % SOSO44 #e "  #e " !!

 A&uí podemos 'er &ue el hierro

 A&uí podemos 'er &ue el hierro el estar solo tiene como número el estar solo tiene como número de oxidación al (. )espu*sde oxidación al (. )espu*s en el compuesto sul+ato +erroso ob'iamente &ue ha

en el compuesto sul+ato +erroso ob'iamente &ue ha cambiado su número y locambiado su número y lo podemos determinar de la siguiente manera.

podemos determinar de la siguiente manera.  Antes debemos saber el númer

 Antes debemos saber el número de oxidación del a,u+re. -n el cido de oxidación del a,u+re. -n el cido sul+úrico el a,u+re estao sul+úrico el a,u+re esta combinado con el oxigeno y

combinado con el oxigeno y el hidrogeno. Aplicando las reglas podemos saber el número el hidrogeno. Aplicando las reglas podemos saber el número deldel a,u+re/ planteando una ecuación.

a,u+re/ planteando una ecuación. S " 4.01!2 " !.0"32  (

S " 4.01!2 " !.0"32  (

5os números entre par*ntesis corresponden a los

5os números entre par*ntesis corresponden a los números de oxidaciónnúmeros de oxidación del oxigeno y el del oxigeno y el

hidrogeno respecti'amente. 5os 'alores 4 y

hidrogeno respecti'amente. 5os 'alores 4 y ! corresponden a las cantidades de ! corresponden a las cantidades de los tomos delos tomos de oxigeno e hidrogeno en ese mismo orden. S corresponde al a,u+re &ue tambi*n lo podemos oxigeno e hidrogeno en ese mismo orden. S corresponde al a,u+re &ue tambi*n lo podemos poner como una 6 ya &ue es la incógnita.

poner como una 6 ya &ue es la incógnita. 7esol'iendo la ecuación nos dar:

7esol'iendo la ecuación nos dar: S " 0182 " !  ( S " 0182 " !  ( S 9 8 " !  ( S 9 8 " !  ( S 9   ( S 9   ( S  "  S  " 

)e esta +orma hallamos el n

)e esta +orma hallamos el número de oxidación del a,u+re. Ahora si procederemos para hallarúmero de oxidación del a,u+re. Ahora si procederemos para hallar el del hierro de la misma manera.

el del hierro de la misma manera. " " 4.01!2 " #e  ( " " 4.01!2 " #e  ( " 9 8 " #e  ( " 9 8 " #e  ( 1! " #e  ( 1! " #e  ( "#e  "! "#e  "!

)espu*s de tener estos 'alores es +cil deducir &ue el hierro se oxido ya &ue paso de ( a "!. )espu*s de tener estos 'alores es +cil deducir &ue el hierro se oxido ya &ue paso de ( a "!. ;or otra parte el a,u+re mantu'o su estado de oxidación y el hidrogeno cambio de "3 a ( ya ;or otra parte el a,u+re mantu'o su estado de oxidación y el hidrogeno cambio de "3 a ( ya

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&ue +igura como no combinado en el lado de los productos/ a la derecha. ;or lo tanto se redujo.

 Así debemos proceder con cual&uier reacción en la &ue se mani+ieste cambios en el estado de oxidación.

Saber esto no solo sir'e para determinar los estados de oxidación en si sino tambi*n para e&uilibrar las reacciones &ue muchas 'eces se nos presentan en &uímica. ;or ejemplo: <! " =O> ? <O> " =O! " !O

;rocederemos como antes. -l yodo a simple 'ista 'emos &ue pasa de ( por estar solo a otro 'alor &ue determinaremos.

-l hidrógeno y oxigeno no cambian en condiciones normales así &ue el nitrógeno es el otro par redox. -l estado de oxidación de este en el cido nítrico es:

"3 " = " >.01!2  ( = "3 1  ( =  "@ -n el )ióxido de =itrógeno: = " !.01!2  ( = 14  ( =  "4

;ara el yodo en el cido yódico 0producto2. "3 "  " >.01!2  (

 "3 1  (   "@

 Ahora &ue sabemos &ue el yodo se oxido de o a "@ y &ue el nitrógeno se redujo de "@ a "4 aplicaremos el m*todo ms usado para e&uilibrar para el balance de reacciones redox.El método o del ión electrón.

(3)

;ara esto primero debemos expresar en iones a los compuestos participantes/ es decir/ &ue han su+rido el cambio de sus estados de oxidación. -n este ejemplo &ueda exenta el agua.

aremos un repaso de cómo se separan en iones las principales sustancias.

5os cidos: -stos se separan por un lado el hidrógeno con carga positi'a y por otro el resto de la mol*cula 0anión2/ por otro. -j:

!SO4 ? ! " " SO41!

idróxidos: ;or un lado el radical oxhidrilo 0anión2 y por otro el metal positi'o 0catión2. -j: Ca0O2! ? Ca"" " ! 0O12

-n el caso de las sales: -l metal positi'o por un lado y el anión aparte  Al 0=O>2> ? Al">" > =O>1

-n todos los casos obs*r'ese &ue las cargas positi'as y negati'as deben estar per+ectamente balaceadas.

Bol'iendo a nuestro ejercicio. <! " =O> ? <O> " =O! " !O

-sta reacción la separaremos en dos. 5a de oxidación y la de reducción. ambi*n llamadas hemireacciones.

<! ? <O>1

-sta es la de oxidación ya &ue recordemos &ue el yodo pasó de ( a "@. ;ero tenemos &ue balancearla. Cuando se balancean ecuaciones redox se e&uilibra primero la parte material/

es decir/ la cantidad de tomos y despu*s la parte el*ctrica &ue representa a las cargas. ;rimero colocamos un ! a la derecha para e&uilibrar la cantidad de tomos de yodo. <!? ! <O>1

5uego e&uilibramos la cantidad de oxígenos a la i,&uierda poniendo tantas mol*culas de agua como oxígenos necesitemos. -n este caso .

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 Ahora aparece el hidrógeno &ue antes no estaba/ por lo tanto tambi*n debemos encargarnos de *l. Colocaremos tantos cationes hidrógenos como hagan +alta del lado derecho. -n este caso 3!.

<! "  !O ? ! <O>1 " 3! "

-n este momento el e&uilibrio material llega a su +in. Ahora hay &ue hacerlo con las cargas. )el lado i,&uierdo no tenemos cargas/ pero a la derecha hay en total ! negati'as y 3! positi'as. )ando unacarga neta de 3( positi'as. -ntonces colocamos de este mismo lado unas 3( cargas negati'as o sea electrones.

<! "  !O ? ! <O>1 " 3! " " 3( e1

=o signi+ica &ue siempre los electrones 'ayan a la derecha/ se ponen donde haga +alta para tener a ambos lados de la ecuación la misma carga ya sea ( en ambas partes o "! y "! o 1> y 1>. odo depende de la reacción.

 Ahora nos encargaremos de la hemireacción de reducción. -l nitrógeno "@ del =O> pasa al nitrógeno "4 del =O!.

=O>1 ? =O!

-n este caso debemos e&uilibrar al oxigeno ya &ue tenemos > a la i,&uierda y ! a la derecha. Colocamos una mol*cula de agua a la derecha.

=O>1 ? =O! " !O

 Ahora ! cationes hidrogeno a la i,&uierda. =O>1 " ! " ? =O! " !O

;ara terminar e&uilibramos las cargas con electrones. enemos a la i,&uierda

una carga negati'a y ! positi'as. O sea una carga neta de "3. ;or lo tanto debemos colocar un electrón a&uí mismo para tener en ambos miembros una carga neta de (.

=O>1 " ! " " 3e1 ? =O! " !O

 Ahora juntaremos ambas hemireacciones para +ormar la reacción total +inal balanceada. <! "  !O ? ! <O>1 " 3! " " 3( e1

(5)

=otamos &ue en la de oxidación hay 3( electrones e juego y en la de reducción hay solo 3. -so lo balanceamos por&ue la cantidad de electrones debe coincidir ya &ue los electrones &ue se pierden en una reacción deben aparecer en la otra. endremos &ue multiplicar a la reacción de abajo por 3(.

<! "  !O ? ! <O>1 " 3! " " 3( e1

3( =O>1 " !( " " 3(e1? 3( =O!" 3( !O

 Ahora podremos cancelar a los electrones. Como a los 3! " de la reacción de arriba con 3!

de los !( de la reacción de abajo por repetirse &uedndose esta con 8 ". 5as  mol*culas de

agua de arriba se irn con  de las 3( &ue hay abajo &uedando solo 4 de agua abajo. <!? ! <O>1

3( =O>1 " 8 "? 3( =O! " 4 !O

Sumando todos los t*rminos de la derecha y los de la i,&uierda tenemos la reacción +inal per+ectamente balanceada.

<! " 3( =O>1 " 8 "? ! <O>1" 3( =O! " 4 !O

-ste e&uilibrio lo hicimos en medio acido. Cuando se hace en medio acido se usan los ". 5os

ejercicios nos deben generalmente decir cómo e&uilibrar/ si en medio cido o en bsico. Beremos un ejemplo de medio bsico.

DClO " DAsO! " DO ? D> AsO4 " DCl " !O

-s e'idente &ue el cloro y el ars*nico son los &ue cambian sus números de oxidación. a &ue el oxigeno/ hidrogeno y el metal alcalino potasio son estables a no ser &ue apare,can solos/ o &ue el agua pase a peróxido/ no cambiaran sus estados de oxidación.

Se puede determinar con la t*cnica matemtica &ue se expuso antes &ue el ars*nico pasa de "> a "@.  &ue el cloro pasa de "3 a 13.

5a hemirreacción de oxidación ser:  AsO!13? AsO41>

 Al principio procederemos como el medio cido. -&uilibramos con mol*culas de agua donde hay d*+icit de oxigeno.

(6)

)espu*s balanceamos el hidrogeno colocando los 4" al lado derecho.

 AsO!13 " ! !O ? AsO41> " 4 "

 AEadimos tantos O1 como cationes " hay a ambos lados de la hemirreaccion.

 AsO!13 " ! !O " 4 O1? AsO41> " 4 "" 4 O1

5os cationes " y los aniones O1 se unen +ormando mol*culas de agua.

 AsO!13 " ! !O " 4 O1? AsO41> " 4 !O

Simpli+icamos las mol*culas de agua y e&uilibramos por ultimo las cargas con e lectrones.  AsO!13 " 4 O1? AsO41> " ! !O " ! e1

5a hemirreacción de reducción es: ClO1 ? Cl1

7eali,amos los mismos pasos &ue para la de oxidación. ClO1 " ! " ? Cl1 "  !O ClO1 " ! " " ! O1 ? Cl1 "  !O " ! O1 ClO1 " !  !O ? Cl1 " !O " ! O1

;odemos simpli+icar el agua ya &ue tenemos dos mol*culas a la i,&uierda y una a la derecha. ClO1 " 

!O ? Cl1 " ! O1

-&uilibramos con electrones &uedando: ClO1 " 

!O " !e1 ? Cl1 " ! O1

 Ahora uni+icamos ambas hemireacciones para +ormar la total o de+initi'a.  AsO!13 " 4 O1? AsO41> " ! !O " ! e1

ClO1 " 

!O " !e1 ? Cl1 " ! O1

(7)

5os electrones como estn en la misma cantidad a ambos lados se pueden eliminar.  AsO!13 " 4 O1" ClO1 " !O ? AsO41> " ! !O " Cl1 " ! O1

acemos lo mismo con las mol*culas de agua y los O1 ya &ue estn a ambos lados.

 AsO!13 " ! O1" ClO1? AsO41> " !O " Cl1

ayamos como coe+iciente nue'o el número ! del O1 &ue se le aplicara al DO. Con esto

e&uilibramos de+initi'amente la reacción.

DClO " DAsO! " ! DO ? D> AsO4 " DCl " !O

Fuchos pensarn &ue se ha hecho mucho trabajo para encontrar un solo número. Gui, en algunos casos sea así pero en otros se hallan ms números. ;ero siempre h ay &ue aplicar con'enientemente el m*todo por ms &ue hallemos solo un coe+iciente ya &ue es la manera ms segura y correcta de e&uilibrar a las reacciones redox.

Referencias

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