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Igualación de ecuaciones químicas utilizando el método ión-electrón

Enviado por gcdi



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 método ión-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 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 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 que cambia 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 oxidrilos, en nuestro ejemplo la reacción ocurre en medio alcalino, por lo que se utilizarán oxidrilos para igualar las cargas.

Hemirreacción de oxidación
Cl2 + 4 OH- Â 2 ClO- + 2 e-

Hemirreacción de reducción
Cl2 + 2 e- Â 2 Cl- (en este caso la semiecuación presenta igualadas sus cargas, por lo que no se deben realizar otras modificaciones)

Igualación de la masa de oxígeno e hidrógeno:

Se deberá igualar la cantidad de átomos de oxígeno e hidrógeno a ambos lados de la semiecuación, para esto se utilizarán moléculas de agua.

Hemirreacción de oxidación
Cl2 + 4 OH- Â 2 ClO- + 2 e- + 2 H2O

Hemirreacción de reducción
Cl2 + 2 e- Â 2 Cl-

Debe aclararse que para igualar la masa de oxígeno e hidrógeno se mira sólo uno de estos dos elementos, dado que al igualarlo el otro también se iguala.

Suma de las dos semiecuaciones:

Deberán sumarse las dos semiecuaciones teniendo en cuenta que debe haber concordancia entre la cantidad de electrones que aparecen en los reactivos y los productos para poder cancelarlos, dado que éstos no aparecen en la ecuación química son igualar.

En nuestro ejemplo aparecen dos electrones en los reactivos y el mismo número de electrones en los productos, por lo que no hay que realizar ningún otro procedimiento, si esto no fuese así, habrá que multiplicar en forma cruzada las semiecuaciones por el número de electrones que figuran en la semiecuación contraria. Al sumar o multiplicar ecuaciones químicas se les debe dar el mismo tratamiento que a las ecuaciones matemáticas.

Cl2+ 2 e- Â 2 Cl-
Cl2 + 4 OH- Â 2 ClO- + 2 e- + 2 H2O
_________________________________
2 Cl2 + 2 e- + 4 OH- Â 2 Cl- + 2 ClO- + 2 e- + 2 H2O

Observar que luego de sumar las dos semiecuaciones aparecen la misma cantidad de electrones en los reactivos y en los productos, por lo que peden cancelarse.

2. Introducción de los contraiones de los compuestos iónicos que aparecen en la ecuación igualada.

Se debe observar cual es el contraión correspondiente a cada ión y colocarlo junto con el ión correspondiente para transformar la ecuación iónica en una ecuación molecular, sí como también hay que los mismos iones que ingresan en los reactivos deben ingresar en los productos.

2 Cl2 + 4 OH- Â 2 Cl- + 2 ClO- + 2 H2O
´ 4 Na+ ´ 2 Na+ ´ 2 Na+
2 Cl2 + 4 NaOH Â 2 NaCl + 2 NaClO + 2 H2O
(Observar que se han introducido 4 cationes Na+ tanto en los reactivos como en los productos)

Y finalmente obtenemos la ecuación igualada:
2 Cl2 + 4 NaOH Â 2 NaCl + 2 NaClO + 2 H2O

Hasta aquí fueron expuestos los pasos a seguir para igualar una ecuación química por el método ión-electrón. Se expone a continuación una ecuación química igualada explicada paso por paso para que se termine de comprender el procedimiento.

MnO4K + KCl + H2SO4 Â MnSO4 + Cl2 + K2SO4

Asignación de los números de oxidación correspondientes
+7 –2 +1 +1 –1 +1 +6 –2 +2 +6 –2 0 +1 +6 -2
MnO4K + KCl + H2SO4 Â MnSO4 + Cl2 + K2SO4

Ubicar cuáles son los elementos que se oxidan y cuáles son los que se reducen

Observar que el manganeso cambia su número de oxidación de +7 a +2 (disminuye), por lo tanto éste es el elemento que se reduce; observar así mismo que el cloro cambia su número de oxidación de –1 a 0 (aumenta), por lo tanto éste es el elemento que se oxida.

Agente oxidante: MnO4K
Agente reductor: KCl

Se dice que el compuesto que contiene el elemento que se reduce es el agente oxidante, porque es el compuesto que se pone a reaccionar para producir una reacción de oxidación, así mismo se dice que el compuesto que contiene el elemento que se oxida es el agente reductor, porque es el compuesto que se pone a reaccionar para producir una reacción de reducción. Esta aclaración es sobre todo semántica, dado que las reacciones de óxido reducción no ocurren por separado, para que un elemento se oxide deber haber alguno que se reduzca y viceversa.

Disociar las especies químicas que son disociables y/o ionizables
K+ + MnO4- + K+ + Cl- + 2 H+ + SO4-2 Â Mn+2 + SO4-2 + Cl2 + 2 K+ +SO4-2

Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción

Hemirreacción de oxidación
Cl- Â Cl2

Hemireracción de reducción
MnO4- Â Mn+2

3. Igualación de las hemirreacciones

Igualación de la masa del elemento que se oxida o reduce

Hemirreacción de oxidación
2 Cl- Â Cl2

Hemireacción de reducción
MnO4- Â Mn+2

Colocación de los electrones ganados o perdidos en la reacción de oxidación y reducción

Hemirreacción de oxidación
2 Cl- Â Cl2 + 2 e-

Hemirreacción de reducción
MnO4- + 5 e- Â Mn+2

Igualación de las cargas

En éste caso la reacción ocurre en medio ácido, por lo tanto las cargas serán igualadas con protones (observar que en la ecuación sin igualar aparecen en los reactivos ácido sulfúrico)

Hemirreacción de oxidación
2 Cl- Â Cl2 + 2 e- (en éste caso las cargas ya se encuentran igualadas, por lo tanto no se deben realizar otras modificaciones)

Hemirreacción de reducción
MnO4- + 5 e- + 8 H+ Â Mn+2

Igualación de la masa de oxígeno e hidrógeno

Como ya fue expuesto, se iguala con agua l masa de alguno de éstos dos elementos y la masa del otro también queda igualada

Hemirreacción de oxidación
2 Cl- Â Cl2 + 2 e-

Hemirreacción de reducción
MnO4- + 5 e- + 8 H+ Â Mn+2 + 4 H2O

Suma de las dos semiecuaciones

Observar que en este caso el número de electrones que aparecen en las semiecuaciones de oxidación y reducción no coinciden, por lo tanto para poder cancelarlos se deberán multiplicar en forma cruzada las semiecuaciones por el número de electrones que aparecen en la semiecuación contraria (la semiecuación de oxidación se multiplicará por el número de electrones que aparecen en la semiecuación de reducción y viceversa).

(2 Cl- Â Cl2 + 2 e-) X 5
(MnO4- + 5 e- + 8 H+ Â Mn+2 + 4 H2O) X 2
_______________________________________
10 Cl- + 2 MnO4- + 10 e- + 16 H+ Â 5 Cl2 + 10 e- + 2 Mn+2 + 8 H2O

4. Introducción de los contraiones correspondientes a las especies iónicas para transformar la ecuación iónica en una ecuación molecular

Se debe observar que se deben introducir la misma cantidad de iones de las especies ingresantes tanto en los reactivos como en los productos.

10 Cl- + 2 MnO4- + 16 H+ Â 5 Cl2 + 2 Mn+2 + 8 H2O
´ 10 K+ ´ 2 K+ ´ 8 SO4-2 ´ 2 SO4-2 ´ 6 SO4-2 ´ 12 K+

Observar que en los productos se han introducido 6 aniones sulfato y 12 cationes potasio, los cuáles no se colocan para aparearse con ningún ión de la ecuación iónica; éstos ingresan en los productos para compensar el sulfato y el potasio que ingresa en los reactivos. Recordar que al igualar la ecuación, todo lo que ingresa en los reactivos debe tener su contraparte en los productos para así poder cumplir con la ley de Lavoisier (principio de la conservación de la masa).

Y finalmente obtenemos la ecuación igualada:

10 KCl + 2 MnO4K + 8 H2SO4 Â 5 Cl2 + 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O

 

 

Autor:


Gustavo Carlos Di Iorio


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