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Óxido - Reducción - Método del Ión - Electrón



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Óxido-Reducción. Método del ión-electrón.
                                     
                                      
Prof. Carlos Roberto Salas Carmona
En el semestre anterior de química, usted balanceó ecuaciones químicas sencillas por
simple inspección o tanteo.  Muchas ecuaciones son demasiado complejas para que este
procedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico; sin embargo, la gran mayoría de las
reacciones de interés en este semestre (electroquímica, equilibrio iónico) son reacciones de
óxido-reducción que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y en
estos casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos.  Este último
capítulo esta dedicado a los métodos comúnmente usados para el balanceo de estas
ecuaciones, a saber el método de la media reacción (o del ión-electrón) y el método del
número de oxidación.
Antes de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones de la
media REDOX daremos  unas definiciones importantes.
Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e
-
Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos  ganan e
-
Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e
-
) provocando la oxidación.
Ejemplo:          NO3
-
    +   2H
+
     +    e
-
                     NO2     +   H2O        (Reducción)
                         N
+5     
+  
e
-
                     N
+4                                             
(Reducción)                
Agente Reductor:   Es la sustancia que se oxida (pierde e
-
) provocando la reducción.
Ejemplo:                  C       +     2H2O                  C2O    +  4H
+
   +      4e
-
        (Oxidación)
                                
o
                                C                  C
+4
     +        4e
-                                         
 
(Oxidación)                              
En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor
(reacciones de dismutación)
MÉTODO DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓN
Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y
sales (electrolitos) estudiados en el  Equilibrio Iónico.
Recapitulando tenemos los ácidos se disocian en H
+
y el anión negativo.
Ejemplo:
HNO3      se disocia en  H
+
NO3
-
H2SO
4
    se disocia en  H2
+
SO
4
-2
H3PO
4
  
  se disocia en  H3
+
PO
4
-3
las sales se disocian en el catión positivo y el OH
-
Ejemplo:
N
a
OH         se disocia en   Na
+
OH
-
M
g
(OH)2    se disocia en   Mg
+2
(OH)2
-
Al(OH)    se disocia en   Al
+3
(OH)3
- 
Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo.
Ejemplo:
A
g
Cl            se disocia en   Ag
+
Cl
-
AgNO3        se disocia en   Ag
+
NO3
-
Cu(NO3)2   se disocia en   Cu
+2
(NO3)2
- 
Al2(SO
4
)3    se disocia en   Al2
+3
(SO
4
)3
-2 
El método del ión-electrón es, en general, un poco más largo (pero no más difícil)
que el del número de oxidación; sin embargo, por ser más sistemático, es menos probable
que conduzca a error.  Además este método es más práctico cuando se trate de balancear
ecuaciones iónicas, que el método del número de oxidación y se evita estar determinando
los números de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida y cuál se
reduce, ya que aquí se oxida el que pierda e
-
,  es decir, la ecuación donde aparezcan los e
-
,
hacia la derecha; y se reduce el que gane e
-
, es decir la ecuación donde aparezcan los e
-
hacia la izquierda.
PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN
1.-  Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica.  Aquí hay que tener en
cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O  y el H2O2 no se disocian, sólo se
disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).
Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:
I2   +  HNO3                     HIO3       +    NO    +    H2O    (Molecular)
Se pasa a forma iónica;
 
o                                                                                                                        
  o                          o
I2   +   H
+
NO3
-   
                 H
+
lO3
-
       +     NO    +    H2O  (Iónica)
2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente
oxidante y el agente reductor.
o        
I2                      lO3
-                   
 
                                 
o             
 
NO3
-
                    NO                      
3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :
o        
I2                      2lO3
-                   
 
                                                                                
o              
 
NO3
-
                    NO     
                 
4.-
Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O
para balancear los
oxígenos:
o
       
I2     +  6H2O                        2lO3
-                   
 
                     
o             
 
NO3
-
                    NO  +  2  H2O             
5.- Igualar los átomos de hidrógenos  H
+ 
(iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.
o        
I2     +  6H2O                        2lO3
-
    +   12H
+                 
 
                     
o             
 
NO3
-   
+   4H
+               
     
NO  +  2H2O             
6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e
-
en el
miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)
                  o        
       
o
                             -²                     +12 = +10 10 = 0
I2     +  6H2O                     2lO3
-
    +   12H
+
   + 10 e
-
           (oxidación)                  
  -1  
          +4 = +3 – 3 = 0
 
 
o                         o                     
NO3
-
    +   4H
+  
+  3e
-                  
   
NO  +  2H2O      (reducción)       
Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos
(alcalinos).
Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado  los  e
-
se
debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH
-
como H
+
  haya. 
Combinar los H
+
y OH
-
  para  formar H2O
y anular
el agua que aparezca duplicado en
ambos miembros”.  Nota: En  esta ecuación no se realiza porque no tiene OH
-
,
es decir, no
está en medio básico (está en medio ácido, HNO3).
7.- Igualar el número de e
-
perdidos por el agente reductor, con los e
-
ganados por el agente
oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para
esto.
                                                 o        
        
3 x (I2     +  6H2O                     2lO3
-
    +   12H
+
    +   lOe
-
)
                                          
o                          o                     
10 x (NO3
-
    +   4H
+
    +  3e
-
                    NO  +  2H2O) 
3 I2     +  18 H2O                     6 IO3
-
    +   36H
+
    +   30 e
-
10NO3
-
    +   40 H
+
    +  30 e
-      
          10 NO  +  20 H2
8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e
-
, H
+
, OH
-
o H2O 
que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.
3 I2     +  18 H2O                     6 IO3
-
    +   36H
+
    +  30 e 
       
4                                                                                             2
                                                          
10 NO3
-
    +   40 H
+
    +  30 e
-
                    10 NO  +  20 H2
              
o                                                       
                                                                                       o                              o
3I2   +   10NO3
-
   +     4H
+
                   6IO3
-
     +   10NO   +      2H2O  
__ Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.  
__ Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos
coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación. 
Ejemplo:
3I2   +   10HNO3                     6HIO3     +   10NO   +   2H2O  
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