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25/10/07

Balanceo de Ecuaciones REDOX

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.

Los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo.


Ejemplo:

HNO3 se disocia en H+ NO3-

H2SO4 se disocia en H2+ y SO4 -2

3PO4 se disocia en H3+PO4-3


Las bases se disocian en el catión positivo y el OH-


Ejemplo:

NaOH se disocia en Na+OH-

Mg(OH)2 se disocia en Mg+2(OH)2-

Al(OH)3 se disocia en Al+3 (OH)3-


Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo.


Ejemplo:


AgCl se disocia en Ag+Cl-


AgNO3 se disocia en Ag+NO3-


Cu(NO3)2 se disocia en Cu+2 (NO3)2-


Al2(SO4)3 se disocia en Al2+3 (SO4)3-2

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;

I2 + H+NO3- -----------> H+IO3- + NO + H2O (Iónica)



2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor.

I2 ------------> IO3-

NO3- --------> NO

3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :


I2 ----------> 2IO3-

NO3- ----------> NO
4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:

I2 + 6H2O --------> 2IO3-


NO3- ---------> NO + 2 H2O


5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+(iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.
I2 + 6H2O -----> 2I 3- + 12H+


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 (+)

I2 + 6H2O ---------> 2IO3- + 12H+ + 10 e- (oxidación)

NO3- + 4H+ + 3e- ------> NO
+ 2H2O (reducción)

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.

3 x (I2 + 6H2O ----->2IO3- + 12H+ + lOe-)




10x (NO3- + 4H+ + 3e- ------->NO + 2H2O)


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-


10 NO3- + 40 H+ + 30 e- -------> 10 NO + 20 H2O

SUMANDO:

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:


3I2 + 10HNO3 -------> 6HIO3 + 10NO + 2H2O

2 comentarios:

Anónimo dijo...

Muchas gracias por la informacion, fue de mucha ayuda

Anónimo dijo...

Muchísmimas gracias, está buenísima la explicación.

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