Intro

Igualación de ecuaciones químicas utilizando el método ión-electrón.
Indice
1. Introducción
2. Introducción de los contraiones de los compuestos iónicos que aparecen en la ecuación igualada.
3. Igualación de las hemirreacciones
4. Introducción de los contraiones correspondientes a las especies iónicas para transformar la ecuación iónica en una ecuación molecular
1. Introducción
El métodoión-electrón es útil para balancear ecuaciones correspondientes a reacciones redox (reacciones de óxido-reducción) que ocurren en medio acuoso ácido o alcalino; pero sólo es aplicable a reacciones que ocurren bajo éstas condiciones.
En éste capítulo se van a describir los pasos a seguir para balancear una ecuación química por éste método.
Pasos a seguir:
I) Asignación del número de oxidación atodos 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) Asignacióndel 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 dereducción:
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 elelemento que se oxida pierde éstos electrones; En el caso de la reducción, los electrones se colocarán del lado de los reactivos, dado que el elemento que se reduce gana electrones.
Hemirreacción de oxidación
Cl2 Â 2ClO- + 2 e- (un electrón por cada átomo de cloro que cambia su estado de oxidación de a +1)
Hemirreacción de reducción
Cl2 + 2 e- Â 2 Cl- (un electrón por cada átomo de cloro quecambia su estado de oxidación de 0 a –1)
Igualación de las cargas
Se deberán igualar las cargas eléctricas a ambos lados de la semiecuación, éste procedimiento se hará con protones o con oxidrilos dependiendo que la reacción se lleve a cabo en medio ácido o alcalino, para saber en que medio se lleva a cabo la reacción hay que observar si en la ecuación sin igualar aparecen protones u...