Balance De Reacciones

BALANCE DE REACCIONES: METODO ION – ELECTRON

1. RESUMEN: Este trabajo busca hacer entender a las personas a cómo resolver o balancear reacciones, estudiando primero la teoría para poder hacer la práctica ya que este tema es un poco más complejo que los demás balances estudiados y así llegar a una solución que ayude a resolver cualquier problema que se presente, como estudiando los pasos para desarrollar los ejercicios propuestos y con sus debidos ejemplos.

2. ABSTRAC: This work seeks to understand how people solve or balance reactions, first studying the theory to make practice as this issue is a bit more complex than the other studied balance and reach a solution to help resolve any problems that arise, such as studying the steps to develop the exercises and their proper examples.

3. OBJETIVO: Hacer entender a las personas acerca de cómo resolver estos problemas que tienen cierta complejidad.

4. DESARROLLO DEL TEMA:

Es el método de balance de ecuaciones más difícil de aplicar pero en ocasiones es el único posible.

PASOS:

I) Asignación del número de oxidación a todos los átomos de los compuestos que intervienen en la reacción.

II) Ubicar cuáles son los elementos que se oxidan y cuáles son los que se reducen.

III) Disociar todas aquellas especies químicas que son disociables y/o ionizables.

IV) Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción.

Ejemplo:

Se tiene la siguiente ecuación sin balancear:

Cl2 + NaOH Â NaCl + NaClO + H2O

I) Asignación del número de oxidación:

0 +1 –2 +1 +1 –1 +1 +1 –2 +1 -2

Cl2 + NaOH Â NaCl + NaClO + H2O

II) Ubicar cuáles son los elementos que se oxidan y cuáles son los que se reducen:

Hay que tener en cuenta que se define como oxidación la pérdida de electrones y por lo tanto aumento del número de oxidación; y que se define como reducción la ganancia de electrones o disminución del número de oxidación. Cuando se habla de aumento del número de oxidación se quiere dar a entender que éste se hace más positivo, y cuando se habla de disminución del número de oxidación se quiere dar a entender que éste se hace más negativo.

En nuestro ejemplo vemos que el cloro ( Cl2 ) cambia su número de oxidación de 0 a –1 cuando forma parte del NaCl, su número de oxidación disminuye, por lo tanto se reduce.

También vemos que el cloro cambia su número de oxidación de 0 a +1 cuando forma parte del NaClO, su número de oxidación aumenta, por lo tanto se oxida.

III) Disociar todas las especies químicas que son disociables y/o ionizables:

Cl2 + Na+ + OH- Â Na+ + Cl- + Na+ + ClO- + H2O

IV) Escribir las hemirreaciones de oxidación y de reducción:

Hemirreacción de oxidación:

Cl2 Â ClO-

Hemirreacción de reducción:

Cl2 Â Cl-

Los siguientes pasos son:

V) Igualación de las hemirreacciones:

Éste ítem por una cuestión práctica se subdividirá en varios pasos:

Igualación de la masa del elemento que se oxida o reduce:

Si el elemento que se oxida o reduce forma una molécula poliatómica, se deberá igualar la cantidad de éstos átomos que figuran en los reactivos con la cantidad que figura en los productos.

Hemirreación de oxidación:

Cl2 Â 2 ClO-

Hemirreacción de reducción:

Cl2 Â 2 Cl-

Colocación de los electrones ganados o perdidos en la reacción de oxidación o reducción.

Se colocarán tantos electrones como unidades cambie el número de oxidación del elemento que se oxida o reduce por cada átomo de éste, en el caso de la oxidación los electrones se colocarán del lado de los productos, dado que el elemento que se oxida pierde éstos electrones; En el caso de

...