Redox: metodo del ion-electron para balancear ecuaciones

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:

NO₃ 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^-

M_g(OH)_{2 s}e 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:

A_gCl 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-ELECTRÓN1.- 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;

<sub>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^-</sub>

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