BALANCE ECUACIONES. MÉTODO IÓN - ELECTRÓN (MEDIO ÁCIDO)

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

En principio se debe identificar qué  especie se oxida y cuál se reduce para plantear las dos semi – reacciones.  En segundo lugar se indica cuantos electrones se están perdiendo y cuántos se están ganando.  

Dependiendo de cuál sea el medio se balancea la carga con H+ u OH-. Luego se realiza el balance de masa con agua.

Finalmente se balancean los electrones de manera que los que se pierdan sean igual a los que se ganan

Se halla la ecuación final sumando las dos semi – reacciones.

Ejemplo

Dada la reacción del permanganato de potasio con agua oxigenada en medio ácido.

MnO4-  + H2O2  →  Mn+2 + O2

 El permanganato pasa a Mn+2 y el agua oxigenada a O2

Variación de los números de oxidación

5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2

El manganeso en el permanganato tiene número de oxidación +7 (x + (-2).4 = -1) y en el producto  +2, es decir que ha disminuido en 5 su número de oxidación lo que implica la ganancia de 5 electrones. Esta es la reacción de reducción.

El oxígeno del agua oxigenada ha pasado de -1 (número de oxidación del oxígeno en los peróxidos a 0 correspondiente al oxígeno elemental). Es decir que ha perdido un electrón por átomo de oxígeno. Esta es la reacción de oxidación.

H2O2  →  2 e-   + O2

Para balancear las cargas se utiliza H+ porque el medio es ácido.

En la reacción de reducción se observa que la carga del lado de los reactivos es -6 y del lado de los productos es +2. Como se debe balancear con carga positiva se colocan los H+  del lado de los reactivos. En este caso 8 para que la carga total sea +2-

8 H+ +  5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2

En la reacción de oxidación se tiene 0 del  lado de los reactivos y -2 en los productos por lo que se balancea de ese lado con 2 H+-

H2O2  →  2 H+  + 2 e-   + O2

Una vez realizado el balance de carga se realiza el de masa con agua.

8 H+ +  5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2 + 4 H2O

H2O2  →  2 H+  + 2 e-   + O2

Para igualar la cantidad de electrones es necesario multiplicar la primera semi-reacción por 2 y la segunda por 5-

2.(8 H+ +  5 e-  +  MnO4-                 →  Mn+2 + 4 H2O)

5(H2O2                                                    →  2 H+  + 2 e-   + O2     

Si se realiza la suma de las dos semi-reacciones:                                               .

16 H+ + 10 e- + 2 MnO4-  + 5 H2O2→ 2 Mn+2 + 8 H2O + 10 H+  + 10 e-  

+5 O2

Simplificando se tiene:

6 H+ + 2 MnO4- + 5 H2O2  →  2 Mn+2 + 8 H2O + 5 O2

Si se deseara plantear la ecuación molecular, por ejemplo con ácido sulfúrico, el procedimiento sería el mismo, el anión sulfato y el potasio no intervienen en la reacción y finalmente se tendría:

3 H2SO4  + 2 KMnO4 + 5 H2O2 → 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O + K2SO4

balanceo ión electrón en medio acidoOn September 18, 2010, in Balanceo ión-electrón, by andres

Este metodo tambien es conocido como de semireacción o de media reacción, esto debido a

que el metodo se basa en analizar por separado dos reacciones que son las reacciones de

oxidacion y las reacciones de reduccion, las cuales se balancean y una vez esten

balanceadas se suman con el fin de obtener la ecuacion final balanceada, para lograr

balancear por este metodo se deben seguir los siguientes pasos:

1. Escriba la ecuación a balancear

2. Escriba cada especie quimica de forma ionica( No se ionizan los elementos en estado libre es

decir como el elemento puro, tampoco se ionizan los oxidos ni los compuestos covalentes, si

se encuentran cualquiera de estas especies quimicas se dejan tal cual ya que esta es su

forma ionica al no podersen ionizar)

3. Escriba los elementos que cambian de estado de oxidación mostrando su estado de

oxidación antes y después de la reacción.

4. Se determina el elemento que gana electrones en la reacción y luego se escribe una reacción

química con las especies químicas que contienen a este elemento, esta seria la semireacción

de reducción.

5. Se determina el elemento que pierde electrones en la reacción y luego se escribe una

reacción química con las especies químicas que contienen a este elemento, esta seria la

semireacción de oxidación.

6. Balancee en cada semireacción los elementos distintos al H y el O.

7. Para balancear los atomos de oxigeno se añaden la cantidad de aguas que sean necesarias

en la zona de la ecuación que hagan falta oxigenos.

8. Para balancear los atomos de hidrogeno se añaden la cantidad de protones que sean

necesarios en la zona de la ecuación que hagan falta hidrogenos.

9. A cada semireacción se le balancean los electrones, colocando tantos electrones como hagan

falta en el lado que menos electrones se encuentren.

10. Todas las especies químicas que hay en la semireacción de reducción deben multiplicarse

por el número de electrones que hay en la semireacción de oxidación y viceversa es decir

todas las especies químicas que hay en la semireacción de oxidación deben multiplicarse por

el número de electrones que hay en la semireacción de reducción.

11. Sume las dos semireacciones.

12. Si en ambos lados de la ecuación se encuentran especies químicas iguales se anulan la

misma cantidad de esta especie a lado y lado de la ecuación hasta que en alguno de los

lados no haya más de esta especie química en cuestión que cancelar.

13. Simplifique la ecuación química lo mas posible

14. Verificar si la ecuación química quedo balanceada tanto en cargas como en masa.

15. Se trasladan los coeficientes a la ecuación original

16. Si la ecuación original se da en forma iónica ya se termino de balancear, pero si la ecuación

original fue dada en forma molecular se debe verificar el balanceo y en caso encontrarse

diferencias se realiza un pequeño tanteo, esto debido a que pueden existir elementos que no

hayan cambiado de estado de oxidación y por lo tanto no se hayan tenido en cuenta hasta el

momento.

EJEMPLO: Balancear la siguiente ecuación por el método propuesto:

1.

2. K+ + MnO4- + 2Na+ +(C2O4)-2 + 2H+ + (SO4)-2 → Mn+2+ (SO4)-2 + 2Na+ + (SO4)-2 + 2 K++ (SO4)-22+

H2O + CO2

3. MnO4- → Mn+2

(C2O4)-2 → CO2

4. Reacción de reducción      MnO4- → Mn+2

5. Reacción de oxidación      (C2O4)-2 → CO2

6. Esta semireacción tiene balanceado el manganeso así que no se hace nada                MnO4- →

Mn+2.                                                                                   .

Se balancea esta semireacción de la siguiente manera     (C2O4)-2 → CO2

 .                                                                                    .                   (C2O4)-2 → 2 CO2

7.  Balanceados oxígenos en la semireacción de reducción.     MnO4- → Mn+2 + 4 H2O

Balanceados oxígenos en la semireacción de oxidación   (C2O4)-2 → 2 CO2

8. Balanceados hidrógenos en la reacción de reducción  MnO4- + 8 H+→ Mn+2 + 4 H2O      

Balanceados hidrógenos en la reacción de oxidación    (C2O4)-2 → 2 CO2

9. Reacción de reducción  MnO4- + 8 H+ + 5 e-→ Mn+2 + 4 H2O                                . .   .      

Reacción de oxidación  (C2O4)-2 → 2 CO2 + 2 e-

10. Reacción de reducción  2MnO4- + 16 H+ + 10 e-→ 2 Mn+2 +  8 H2O                   .         .    

Reacción de oxidación  (C2O4)-2 → 10 CO2 + 10e-

11. 2 MnO4- + 16 H+ + 10 e- + 5 (C2O4)-2→ 2 Mn+2 +  8 H2O + 10 CO2 + 10e-

12. 2 MnO4- + 16 H+ + 5 (C2O4)-2→ 2 Mn+2 +  8 H2O + 10 CO2

13.  No se pude simplificar mas                                                                                      .            

.   2 MnO4- + 16 H+ + 5 (C2O4)-2→ 2 Mn+2 +  8 H2O + 10 CO2

14.  Esta balanceada en cargas y en masa.

2 MnO4- + 16 H+ + 5 (C2O4)-2→ 2 Mn+2 +  8 H2O + 10 CO2

15.  2KMnO4+5Na2C2O4+8H2SO4→2MnSO4+Na2SO4+K2SO4+8H2O+10CO2

16.  2KMnO4+5Na2C2O4+8H2SO4→2MnSO4+5Na2SO4+K2SO4+8H2O+10CO2

balanceo ión electrón en medio basicoOn September 19, 2010, in Balanceo ión-electrón, by andres

Este método también es conocido como de semireacción o de media reacción, esto debido a

que el método se basa en analizar por separado dos reacciones que son las reacciones de

oxidación y las reacciones de reducción, las cuales se balancean y una vez estén

balanceadas se suman con el fin de obtener la ecuación final balanceada, para lograr

balancear por este método se deben seguir los siguientes pasos:

1. Escriba la ecuación a balancear

2. Escriba cada especie química de forma iónica( No se ionizan los elementos en estado libre es

decir como el elemento puro, tampoco se ionizan los óxidos ni los compuestos covalentes, si

se encuentran cualquiera de estas especies químicas se dejan tal cual ya que esta es su

forma iónica al no tener forma iónica)

3. Escriba los elementos que cambian de estado de oxidación mostrando su estado de

oxidación antes y después de la reacción.

4. Se determina el elemento que gana electrones en la reacción y luego se escribe una reacción

química con las especies químicas que contienen a este elemento, esta seria la semireacción

de reducción.

5. Se determina el elemento que pierde electrones en la reacción y luego se escribe una

reacción química con las especies químicas que contienen a este elemento, esta seria la

semireacción de oxidación.

6. Balancee en la semireacción de reducción los elementos distintos al H y el O.

7. Balancee en la semireacción de oxidación los elementos distintos al H y el O.

8. Para balancear los átomos de oxigeno se añaden la cantidad de aguas que sean necesarias

en la zona de la ecuación que hagan falta oxígenos.

9. Para balancear los átomos de hidrogeno se añaden la cantidad de protones que sean

necesarios en la zona de la ecuación que hagan falta hidrógenos.

10. En donde se encuentran protones se añaden iones hidroxilos hasta neutralizarlos y para no

alterar la ecuación se colocan el mismo numero de hidroxilos al otro lado de la reacción.

11. Si en ambos lados de la ecuación se encuentran aguas se anulan la misma cantidad de aguas

a lado y lado de la ecuación hasta que en alguno de los lados no haya aguas que cancelar.

12. A cada semireacción se le balancean los electrones, colocando tantos electrones como hagan

falta en el lado que menos electrones se encuentren.

13. Todas las especies químicas que hay en la semireacción de reducción deben multiplicarse

por el número de electrones que hay en la semireacción de oxidación y viceversa es decir

todas las especies químicas que hay en la semireacción de oxidación deben multiplicarse por

el número de electrones que hay en la semireacción de reducción.

14. Sume las dos semireacciones.

15. Si en ambos lados de la ecuación se encuentran especies químicas iguales se anulan la

misma cantidad de esta especie a lado y lado de la ecuación hasta que en alguno de los

lados no haya más de esta especie química en cuestión que cancelar.

16. Simplifique la ecuación química lo mas posible

17. Verificar si la ecuación química quedo balanceada tanto en cargas como en masa.

18. Se trasladan los coeficientes a la ecuación original

19. Si la ecuación original se da en forma iónica ya se termino de balancear, pero si la ecuación

original fue dada en forma molecular se debe verificar el balanceo y en caso encontrarse

diferencias se realiza un pequeño tanteo, esto debido a que pueden existir elementos que no

hayan cambiado de estado de oxidación y por lo tanto no se hayan tenido en cuenta hasta el

momento.

EJEMPLO

1.

2. 2Cr+3+3(SO4)-2+K++(OH)-+K++(ClO3)-→2K++(CrO4)-2+H++(OH)-+K++ Cl-+2K++(SO4)-2

3.  Cr+3 → Cr+6 Cl+5 → Cl-

4. Reacción de reducción    (ClO3)- → Cl-

5. Reacción de oxidación     2 Cr+3 → (CrO4)-2

6. Esta semireacción tiene balanceado el cloro así que no se hace nada  (ClO3)- → Cl-

7. Se balancea esta semireacción de la siguiente manera.  2 Cr+3 → (CrO4)-2                                                                                    

.                        . 2 Cr+3 → 2 (CrO4)-2

8. Balanceados oxígenos en la semireacción de reducción (ClO3)- → Cl- + 3 H2O Balanceados

oxígenos en la semireacción de oxidación  2Cr+3 + 8H2O→ 2(CrO4)-2

9. Balanceados hidrógenos en la reacción de reducción

(ClO3)-+6H+→Cl-+3H2OBalanceados hidrógenos en la reacción de oxidación

2Cr+3 + 8H2O→ 2(CrO4)-2 + 16H+

10.  Reacción de reducción:

(ClO3)- + 6H+ + 6(OH)-→Cl-+3H2O+6(OH)-

(ClO3)-+ 6H2O →Cl-+3H2O+6(OH)-

Reacción de oxidación:

2Cr+3+8H2O+16(OH)-→2(CrO4)-2+16H+ +16(OH)-                                                .

2Cr+3+8 H2O+16(OH)-→2(CrO4)-2+16H2O

11.  Reacción de reducción                 (ClO3)- + 3 H2O   → Cl- +  6(OH)-

Reacción de oxidación                   2 Cr+3 + 16(OH)-→ 2 (CrO4)-2 + 8 H2O

12.  Reacción de reducción                 (ClO3)- + 3 H2O+ 6 e-→ Cl- +  6(OH)-

Reacción de oxidación                   2 Cr+3 + 16(OH)-→ 2 (CrO4)-2 + 8 H2O + 6 e-

13.  Reacción de reducción              6 (ClO3)- + 18 H2O+ 36 e-→ 6 Cl- +  36(OH)-

Reacción de oxidación                 12 Cr+3 + 96(OH)-→ 12 (CrO4)-2 + 48 H2O + 36 e-

14.  6(ClO3)-+18H2O+12Cr+3+96(OH)-+36e-→12(CrO4)-2+48H2O+36e-+6Cl-+ 36(OH)-

15.  6 (ClO3)- + 12 Cr+3 + 60 (OH)- → 12 (CrO4)-2 + 30 H2O + 6 Cl-

16.  (ClO3)- + 2 Cr+3 + 10 (OH)- → 2 (CrO4)-2 + 5 H2O + Cl-

17.  (ClO3)- + 2 Cr+3 + 10 (OH)- → 2 (CrO4)-2 + 5 H2O + Cl-

18.  

19.