MÉTODO DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓN

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-

H2SO4 se disocia en H2+SO4-2

H3PO4 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

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.

PROCEDIMIENTO

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;

(Forma iónica)

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

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

4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:

5.- los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno

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 (+)

NOTA: 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 números mínimos necesarios para esto.

8.-

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