Balance De Reacciones

BALANCE DE REACCIONES: METODO ION – ELECTRON

1. RESUMEN: Este trabajo busca hacer entender a las personas a cómo resolver o balancear reacciones, estudiando primero la teoría para poder hacer la práctica ya que este tema es un poco más complejo que los demás balances estudiados y así llegar a una solución que ayude a resolver cualquier problema que se presente, como estudiando los pasos para desarrollar los ejercicios propuestos y con sus debidos ejemplos.

2. ABSTRAC: This work seeks to understand how people solve or balance reactions, first studying the theory to make practice as this issue is a bit more complex than the other studied balance and reach a solution to help resolve any problems that arise, such as studying the steps to develop the exercises and their proper examples.

3. OBJETIVO: Hacer entender a las personas acerca de cómo resolver estos problemas que tienen cierta complejidad.

4. DESARROLLO DEL TEMA:

Es el método de balance de ecuaciones más difícil de aplicar pero en ocasiones es el único posible.

PASOS:

I) Asignación del número de oxidación a todos 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) Asignación del 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 de reducción:

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 el elemento que se oxida

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