Este documento describe tres métodos para balancear ecuaciones redox: 1) el método de la valencia, que involucra asignar valencias a los átomos; 2) el método algebraico, que convierte la ecuación en una ecuación algebraica; y 3) el método ión-electrón, que iguala las ecuaciones iónicas de oxidación y reducción intercambiando coeficientes y anulando electrones. Se proporcionan ejemplos para cada método.

1. MÉTODOS DE BALANCES DE ECUACIONES Método de la valencia Método Algebraico Método del ión- electrón

2. A. ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DE LA VALENCIA Ec.Redox: Simultaneamente el aumento de valencia de uno o más átomos y la disminución de valencia de uno o más átomos. OXIDACIÓN - 7 – 6 – 5 – 4 – 3 – 2 – 1 – 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 + 6 + 7

3. REDUCCIÓN Determinación de Valencias en una Ec.Redox. Regla 1. Todo elemento químico en estado atómico o molecular, tiene valencia cero. Na0, Zn0, Fe0, O20, H20, Cl20, etc Regla 2. El hidrógeno tiene valencia +1 excepto en los hidruros metálicos -1. Regla 3. Todo compuesto químico es eléctricamente neutro.

4. Ejemplo: CO2: C = +4 x 1 = +4 O = -2 x 2 = -4 Cloruro de bario dihidratado BaCl2 . 2H2O Ba = +2 x 1 = +2 Cl = -1 x 2 = -2 H = +1 x 4 = +4 O = -2 x 2 = -4

5. Regla 4. El oxígeno tiene valencia -2 excepto en peróxidos -1. Ejemplo: Valencias positivas +2 Valencias negativas -2 Regla 5. Los metales siempre funcionan con valencia positiva.

6. NORMAS PARA IGUALAR UNA ECUACIÓN REDOX N.1. Plantear la ecuación y asignar las valencias. N.2. Señalar los átomos que cambian la valencia. N.3. Indicar la oxidación y reducción de dichos átomos. N.4. Intercambiar los coeficientes de oxidación y reducción. N.5. Igualar loa átomos. 1º metaloides excepto oxígeno 2º metales 3º oxígeno

7. Ejemplo: Ác. Nítrico + ác. Sulfhídrico = óxido nítrico + azufre + N: + 5= +2 Reducción: 3 S: - 2= 0 Oxidación: 2

9. Primer miembro Segundo miembro H = 8 H = 8 N = 2 N = 2 O = 6 O = 6 S = 3 S = 3

10. Ecuaciones Propuestas: Ac. Nítrico + ac. Sulfhídrico = dioxido de nitrógeno + gas sulfuroso + agua. Permanganato de potasio + bromuro de potasio + ác. sulfúrico = sulfato de manganoso + sulfato de potasio + bromo molecular. Permanganato de potasio + bromuro férrico + ác. sulfúrico = sulfato manganoso + sulfato de potasio + sulfato férrico + bromo molecular + agua. Ac. Nítrico + ác. Selenhídrico = ác. selénico + dioxido de nitrógeno + óxido nítrico + agua. Anhidrido sulfuroso + ác. nítrico = ác. sulfúrico + óxido nítrico.

11. B. ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ALGEBRAICO. N1. Escribir la ec. redox anteponiendo letras a cada fórmula en la ecuación. aFeS2 + bO2 = cSO2 + dFe2O3 N2. Representamos la ecuación algebraica que corresponde a cada átomo. Ec.1 : Fe a = 2d Ec.2 : S 2a = c Ec.3 : O 2b = 2c + 3d

12. N3. Determinar el valor de los coeficientes damos el valor de la unidad a una letra. N4. Definir los resultados en números enteros e igualar la ecuación molecular. Ejemplos: Cobre + ác. nítrico = nitrato cúprico + óxido nítrico + agua. aCu + bHNO3 = cCu(NO3)2 + dNO + fH2O Ec.1. Cu: a = c a = 1 Ec.2. H: b = 2f Ec.3. N: b = 2c + d Ec.4. O: 3b = 6c + d +f

14. Ec.2 : b = 2f a = 3 f = 4/3 b = 8 c = 3 Ec.3 : b = 2c + d d = 2 d = 2/3 f = 4

15. C. ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL ión-electrón C.1. Disolución de ácidos. Al descomponerse en agua dejan en libertad un radical halogénico y el ion hidrógeno. C.2. Disociación de bases. Dejan en libertad un metal y el ión oxhidrilo o hidroxilo. Al (OH)3 = Al+++ + 3OH-

16. C.3. Disociación de sales. Sal halogena neutra : metal + metaloide o no metal. NaCl = Na+ + Cl- Oxisal neutra : radical halogénico y el metal. Na2CO3 = CO3 + 2Na+ Ec.Redox por el método del ión – electrón Igualación de ecuaciones hace referencia a la pérdida y ganancia de electrones. Oxidación: pérdida Agente Reductor Reducción: ganancia Agente Oxidante

17. Normas para igualar una Ec.Redox. N.1. Escribir la ec. redox en estado molecular. N.2. Igualar las Ec.Ionicas. Ec. iónica de oxidación: Po = P+++ Ec. iónica de reducción: Clo2 = 2Cl- N.4. intercambiar los coeficientes de óxidación y reducción.

18. N.5. Anular los electrones de oxidación y reducción N.6. Sumamos las ecuaciones iónicas. N.7. Igualamos la ec. Molecular.