Resumen De Balanceo De Ecuaciones Quimicas

BALANCEO DE REACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DE

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

Este método se basa en que el aumento total en el número de oxidación de los átomos que se oxidan ha de ser igual a la disminución total de los números de oxidación de los átomos que se reducen, por tanto el número de electrones que se ganan o se pierden debe ser el mismo. Los pasos a seguir son:

1. Escribir la ecuación completa colocando arriba de cada átomo, las valencias con que están unidas.

2. Se separan los elementos oxidados y reducidos indicando el # de electrones ganados o perdidos en cada caso. Para obtener el # de electrones ganados o perdidos debemos balancear cada ecuación e

igualar cargas

3. El # de electrones perdidos por el agente reductor debe ser igual al # de electrones ganados por el agente oxidante. Por lo tanto se tiene que igualar el # de electrones ganados y perdidos.

4. Se procede a colocar los coeficientes en los sitios de la reacción correspondiente

5. La ecuación aún no esta balanceada , se hacen los ajustes necesarios.

Balanceo de ecuaciones redox

Método del ión electrón (Método media reacción)

Se separa en medias reacciones que se balancean y suman por separado, es mas complicado que el de oxidación-reducción pero se apega mas a la realidad. Para reacciones redox en soluciones acuosas Método del ión electrón. Reconoce no solo un elemento sufre un cambio sino de molécula o ión completo Las reglas para balancear ecuaciones son un poco diferentes en solución ácida

H+ que en solución básica OH- ambos casos se toman por separado.

Balanceo de una ecuación en solución acuosa ácida

Cr O ac Cl ac Hac Cr acCl2 H2O

2 1 3

2 7 − + − + + → + +

1.- Separe la molécula o ión que contenga un elemento que ha sido oxidado o reducido y el producto que contenga el elemento que cambio. Si es necesario calcule los estados de oxidación de cada elemento hasta que sea posible reconocer las especies que cambiaron. En realidad no es necesario conocer el estado de oxidación.

2 3

2 7

Cr O − →Cr+

2.-Si es necesario balancee el elemento que sufre un cambio en el estado de oxidación. En este caso es el cromo

2 3

2 7 Cr O − → 2Cr+

3.-Balancee los oxígenos, agregando agua del lado contrario de las H2O( Un agua por cada oxígeno requerido)

Cr O Cr H O 2

2 3

2 7 − → 2 + + 7

4.-Balancee los hidrógenos agregando H+ al lado contrario de las aguas ( 2 H+ por cada agua agregado). Observe que el H y el O no han sufrido cambio en su estado de oxidación

H Cr O Cr H O 2

2 3

2 7 14 + + − → 2 + + 7 .

5.-Los elementos en la media reacción están ahora

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