Balanceo de Ecuacion Por El Metodo de Ion -Electron

Con estas reglas podemos hallar los números de oxidación de un elemento dentro de un compuesto y así determinar si hubo reducción u oxidación. Algunos ejemplos: SO4 ! " #e $$ % SO4 #e " !  A&uí podemos 'er &ue el hierro el estar solo tiene como número de oxidación al (. )espu*s en el compuesto sul+ato +erroso ob'iamente &ue ha cambiado su número y lo podemos determinar de la siguiente manera.  Antes debemos saber el número número de oxidación del a,u+re. -n el cido cido sul+úrico el a,u+re esta combinado con el oxigeno y el hidrogeno. Aplicando las reglas podemos saber el número del a,u+re/ planteando una ecuación. S " 4.01!2 " !.0"32  ( 5os números entre par*ntesis corresponden a los

números de oxidación  del

oxigeno y el

hidrogeno respecti'amente. 5os 'alores 4 y ! corresponden a las cantidades de los tomos de oxigeno e hidrogeno en ese mismo orden. S corresponde al a,u+re &ue tambi*n lo podemos poner como una 6 ya &ue es la incógnita. 7esol'iendo la ecuación nos dar: S " 0182 " !  ( S98"!( S9( S" )e esta +orma hallamos el número n úmero de oxidación del a,u+re. Ahora si procederemos para hallar el del hierro de la misma manera. " " 4.01!2 " #e  ( " 9 8 " #e  ( 1! " #e  ( "#e  "! )espu*s de tener estos 'alores es +cil deducir &ue el hierro se oxido ya &ue paso de ( a "!. ;or otra parte el a,u+re mantu'o su estado de oxidación y el hidrogeno cambio de "3 a ( ya

&ue +igura como no combinado en el lado de los productos/ a la derecha. ;or lo tanto se redujo.  Así debemos proceder con cual&uier reacción en la &ue se mani+ieste cambios en el

estado

de oxidación .

Saber esto no solo sir'e para determinar los estados de oxidación en si sino tambi*n para e&uilibrar las reacciones &ue muchas 'eces se nos presentan en &uímica. ;or ejemplo: .01!2  ( = "3 1  ( =  "@ -n el )ióxido de =itrógeno: = " !.01!2  ( = 14  ( =  "4 ;ara el yodo en el cido yódico 0producto2. "3 "  " >.01!2  (  "3 1  (   "@  Ahora &ue sabemos &ue el yodo se oxido de o a "@ y &ue el nitrógeno se redujo de "@ a "4 aplicaremos el m*todo ms usado para e&uilibrar para el  balance de reacciones redox . El método o del ión electrón .

;ara esto primero debemos expresar en iones a los compuestos participantes/ es decir/ &ue han su+rido el cambio de sus

estados de oxidación .

-n este ejemplo &ueda exenta el agua.

aremos un repaso de cómo se separan en iones las principales sustancias. 5os cidos: -stos se separan por un lado el hidrógeno con carga positi'a y por otro el resto de la mol*cula 0anión2/ por otro. -j: !SO4 ? ! " " SO41! idróxidos: ;or un lado el radical oxhidrilo 0anión2 y por otro el metal positi'o 0catión2. -j: Ca0O2! ? Ca"" " ! 0O12 -n el caso de las sales: -l metal positi'o por un lado y el anión aparte  Al 0=O>2> ? Al"> " > =O>1 -n todos los casos obs*r'ese &ue las cargas positi'as y negati'as deben estar per+ectamente balaceadas. Bol'iendo a nuestro ejercicio. 1

5uego e&uilibramos la cantidad de oxígenos a la i,&uierda poniendo tantas mol*culas de agua como oxígenos necesitemos. -n este caso . 1 " 3!  "

-n este momento el e&uilibrio material llega a su +in. Ahora hay &ue hacerlo con las cargas. )el lado i,&uierdo no tenemos cargas/ pero a la derecha hay en total ! negati'as y 3! positi'as. )ando unacarga neta de 3( positi'as. -ntonces colocamos de este mismo lado unas 3( cargas negati'as o sea electrones.

)espu*s balanceamos el hidrogeno colocando los 4" al lado derecho.  AsO!13 " ! !O ? AsO41> " 4 "  AEadimos tantos O1 como cationes  " hay a ambos lados de la hemirreaccion.  AsO!13 " ! !O " 4 O1 ? AsO41> " 4 " " 4 O1 5os cationes " y los aniones O 1 se unen +ormando mol*culas de agua.  AsO!13 " ! !O " 4 O1 ? AsO41> " 4 !O Simpli+icamos las mol*culas de agua y e&uilibramos por ultimo las cargas con e lectrones.  AsO!13 " 4 O 1 ? AsO41> " ! !O " ! e1 5a hemirreacción de reducción es: ClO1 ? Cl1 7eali,amos los mismos pasos &ue para la de oxidación. ClO1 " ! " ? Cl1 " !O ClO1 " ! " " ! O 1 ? Cl1 " !O " ! O1 ClO1 " ! !O ? Cl1 " !O " ! O 1 ;odemos simpli+icar el agua ya &ue tenemos dos mol*culas a la i,&uierda y una a la derecha. ClO1 " !O ? Cl 1 " ! O1 -&uilibramos con electrones &uedando: ClO1 " !O " !e1 ? Cl1 " ! O 1  Ahora uni+icamos ambas hemireacciones para +ormar la total o de+initi'a.  AsO!13 " 4 O 1 ? AsO41> " ! !O " ! e1 ClO1 " !O " !e1 ? Cl1 " ! O 1  AsO!13 " 4 O 1 " ClO1 " !O " !e1 ? AsO41> " ! !O " ! e1 " Cl1 " ! O 1

5os electrones como estn en la misma cantidad a ambos lados se p ueden eliminar.  AsO!13 " 4 O 1 " ClO1 " !O ? AsO41> " ! !O " Cl1 " ! O 1 acemos lo mismo con las mol*culas de agua y los O 1 ya &ue estn a ambos lados.  AsO!13 " ! O 1 " ClO1 ? AsO41> " !O " Cl1 ayamos como coe+iciente nue'o el número ! del O 1 &ue se le aplicara al DO. Con esto e&uilibramos de+initi'amente la reacción. DClO " DAsO ! " ! DO ? D> AsO4 " DCl " !O Fuchos pensarn &ue se ha hecho mucho trabajo para encontrar un solo número. Gui, en algunos casos sea así pero en otros se hallan ms números. ;ero siempre h ay &ue aplicar con'enientemente el m*todo por ms &ue hallemos solo un coe+iciente ya &ue es la manera ms segura y correcta de e&uilibrar a las reacciones redox.