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) Ácido sulfúrico más zinc metal
H2SO4 + Zn ® ZnSO4 + H2
E.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0 Redox
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-
las sales se disocian en elcatión positivo y el OH-
Ejemplo:
NaOH se disocia en Na+OH-
Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo.
Cu(NO3)2 se disocia en Cu+2 (NO3)2-
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 sereduce, 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.
Problemas Resueltos:
4.1 Balancee por el método del ión-electrón las siguientes reacciones:
a) Zn + NO3- + H+ Zn+2 + NH4+ + H2O
b) Fe+2 + NO3- Fe+3 + NO (solución ácida)
c) MnO4- + I- + H2OMnO2 + I2 + OH-
d) CIO3- + I- CI- + I2 (solución básica)
Soluciones:
 La ecuación está en forma iónica y está en medio ácido por contener iones hidrógenos H+. Escribimos las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y reductor, y le aplicamos todos los pasos:
o
4 x (Zn Zn+2 + 2e- ) Ag. Reductor
1 x ( NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3 H2O) Ag. Oxidante
4 Zn 4Zn+2 + 8e-
NO3- + 10 H+ +8 e- NH4+ + 3 H2O
4Zn + NO3- + 10 H+ 4Zn+2 + NH+4 + 3 H2O
Otra forma de resolverlo:
Zn Zn+2 NO3- NH4+
Zn Zn+2 NO3- NH4+ + 3 H2O
Zn Zn+2 NO3- + 10 H+ NH4+ + 3 H2O
4 x (Zn Zn+2 + 2 e-) NO3- + 10 H+ + 8e- NH4+ + 3 H2O
4 Zn 4Zn+2 + 8e-
NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3H2O
4 Zn + NO3- + 10 H+ + 8e- 4Zn+2 + NH4- + 3 H2O
b) La ecuación está en solución ácida no tiene los iones de H+ pero albalancearla le colocaremos los iones de H+ y H2O.
3 x ( Fe+2 Fe+3 + 1 e- ) (Ag. Reductor)
NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O (Ag. Oxidante)
3Fe+2 3Fe+3 + 3 e-
NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O
3Fe+2 + NO3- + 4 H+ 3Fe+3 + NO + 2 H2O
Otra forma:
Fe+2 Fe+3 3Fe-3 NO
Fe+2 Fe+3 NO3- NO + 2 H2O
Fe+2 Fe+3 NO3- 4 H+ + NO + 2 H2O
Fe+2 Fe+3 + e- NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O
3 Fe+2 3 Fe+3 + 3 e-
NO3- + 4 H+ + 3e NO +2 H2O
3 Fe+2 + NO3- + 4 H+ 3 Fe+2 + NO + 2 H2O
c) La ecuación está en medio alcalino por presencia de OH-. Se realizan los pasos comunes hasta el 6 y luego se agrega a cada miembro tantoOH- como H+ haya, luego se eliminan los H+ formando agua y se eliminan los O2O duplicados en ambos miembros.
MnO4- + 4 H+ + 3 e- MnO2 + 2 H2O Ag. Oxidante
2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor
Ahora agrego al agenteoxidante a la izquierda y a la derecha 4 OH-, combino los 4 OH- con 4 H+ y formo 4 H2O y elimino 4 H2O a la izquierda con 2 H2O a la derecha y nos quedan 2 H2O a la izquierda.
MnO4- + 4 H+ + 4 OH- + 3 e- MnO2 + 2 H2O + 4 OH-
2
4 H2O
o
2 I- I2 + 2 e-
2 x (MnO4- + 2 H2O + 3 e- MnO2 + 4 OH-)
3 x (2 I- I2 + 2 e-)
2 MnO4- + 4 H2O + 6 e- 2 MnO2 + 8 OH-
6 I- 3 I2 + 6 e-
2 MnO4- + 6 I- + 4 H2O 2MnO2 + 3 I2 + 8 OH-
d) La ecuación está en solución básica, no aparecen los iones OH-, pero éstos los colocaremos junto con el agua al balancear la ecuación.
ClO3- + 6 H+ + 6 e- Cl- + 3 H2O Ag. Oxidante
2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor
ClO3- + 6 H+ + 6 OH- + 3 e- Cl- + 3 H2O + 6 OH-
3
6 H2O
2 I- I2 + 2 e-
1 x (ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH-)
3 x (2 I- I2 + 2 e-)
ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6OH-
6 I- 3I2 + 6 e-
ClO3- + 6 I- + 3 H2O Cl- + 6 I2 + 6 OH-
4.2 Balancee por medio de la media reacción e indique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor.
a) Bi2O3 + KOH + KClO KBiO3 + KCl + H2O
b) Cl2 + KOH KClO3 + KCl + H2O
c) C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O
Soluciones:
Estas ecuaciones están en forma molecular, debemos pasarla a forma iónica.
a) o o
Bi2O3 + K+OH- + K+ClO...