Quimica 1

Igualación método de tanteo
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 sales se disocian en el catión positivo y el OH- Ejemplo:

Na OH 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:

Ag Cl 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 cadaelemento 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.

PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN

1.-  Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica.  Aquí hay que tener en
cuenta quelos 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;

I2   +   H+ NO3- ( H+lO3- +     NO    +    H2O  (Iónica)

2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuacionesiónicas parciales del agente
oxidante y el agente reductor.

I2  ( lO3- 
NO3- ( NO 

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

I2 ( 2lO3-
NO3- ( NO  +  2  H2O

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

I2 +  6H2O ( 2lO3-   +   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 (+)

-²                     +12 = +10 – 10 = 0
I2     +  6H2O ( 2lO3-    +   12H+    + 10 e (oxidación)

-1             +4 = +3 – 3 = 0
NO3-    +   4H+   +  3e- ( NO  +  2H2O (reducción)

Estos pasos aquí son comunes parareacciones 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, noestá 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 número mínimos necesario para esto.

3 x (I2     +  6H2O     (     2lO3-    +   12H+    +   lOe-)
                                          
10 x (NO3-    +   4H+    +  3e- (     NO  +  2H2O) 3 I2     +  18 H2O    (    6 IO3-    +   36H+    +   30 e-

10NO3-    +   40 H+    +  30 e - (      10 NO  +  20 H2O 

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 
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