INSTITUCIÓN EDUCATIVA

INSTITUCION EDUCATIVA LA PRESENTACION
NOMBRE ALUMNA:
AREA :
ASIGNATURA:
DOCENTE:
TIPO DE GUIA:
PERIODO
3
CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL
QUIMICA
OSCAR GIRALDO HERNANDEZ
CONCEPTUAL - EJERCITACION
GRADO
FECHA
DURACION
10
23 JULIO 2012
3 UNIDADES
INDICADORES DE DESEMPEÑO
1. Equilibra ecuaciones químicas aplicando el método del Ion electrón en medio ácido y medio
básico.
2. Pregunta y consulta información adicional a la desarrollada en clase.
FORMAS DE BALANCEAR ECUACIONES QUIMICAS
METODO DEL ION _ ELECTRON EN MEDIO ACIDO
Para ser consistentes en la ley de la conservación de la materia, es necesario que el número de
átomos que entran como reaccionantes sean exactamente igual al de los que salen como productos.
Para esto se balancea o se equilibra la ecuación, proceso que consiste en colocar números
denominados coeficientes antes de las formulas, hasta lograr que se cumpla la condición requerida.
Existen varios métodos para balancear ecuaciones químicas, pero los más utilizados son:
 Tanteo o simple inspección
 Por oxido – reducción
 Por Ion electrón
BALANCEO POR EL METODO DEL ION - ELECTRON
Se emplea en reacciones iónicas de oxido – reducción, también se denomina método de reacciones
medias o de semi – reacciones. Para balancear por este método, la reacción total se separa en dos
semi-reacciones, que incluyen los iones y las moléculas que contienen los elementos diferentes de
hidrógeno y oxigeno, aun cuando las moléculas o iones pueden contener hidrógeno y oxigeno.
En este método no se averiguan los estados de oxidación de los elementos.
Existen dos medios en los cuales ocurren estas reacciones: el medio ácido y el medio básico.
METODO DEL ION ELECTRÓN EN MEDIO ACIDO
Todo el balanceo se hace por tanteo en el siguiente orden:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
La reacción total se separa en dos semi-reacciones.
Se balancea metales y no metales.
Los oxígenos se balancea con moléculas de agua.
Los hidrógenos con H+
Cargas con electrones.
La reacción de oxidación se multiplica por el número de electrones de la reacción de reducción y
viceversa, con el fin de igualar los electrones tomados y cedidos.
7. Se suman las dos semi-reacciones.
8. Se reducen términos semejantes.
9. Se simplifica si es necesario.
2
Ejemplo: balanceo en medio ácido la siguiente ecuación P4 + ClO-  PO4-3 + Cl-
1
La reacción total se separa en dos Semi-reacciones y balanceo por etapas
P4
 4 PO4-3
ClO  Cl-
2
P4 + 16 H2O  4 PO4-3
ClO Cl- + H2O
3
P4 + 16 H2O  4 PO4-3 + 32 H+
ClO- + 2 H+  Cl- + H2O
4
P4 + 16 H2O
 4 PO4-3 + 32 H+ 20 e2 e + ClO + 2 H+  Cl- + H2O
5
6
La reacción de oxidación se multiplica por el número de electrones de la reacción de
reducción y viceversa.
2 (P4 + 16 H2O
 4 PO4-3 + 32 H+ 20 e-)
20 (2 e- + ClO- + 2 H+  Cl- + H2O )
Por ultimo se suman las dos semi-reacciones, se reducen los términos y se
simplifica si es necesario.
P4 + 6 H2O + 10 ClO-  4 PO4-3 + 12 H+ + 10 Cl-
ACTIVIDAD
Balanceo las siguientes ecuaciones químicas por el método de ion – electrón en medio ácido.
1. CrO2 + ClO -  CrO4 –2 + Cl –
2. H2PO2 + CNO -  CN - + HPO3 –2
3. BrO3 – + HSeO3 -  Br2 + SeO4 –2
4. HPO3 –2 + BrO -  Br - + HPO4 –2
5. HCN + IO3 -  I - + CNO –
6. NO2  NO + NO3 –
7. Sb2S3 + HClO3  HSbO4 –2 + S + Cl
8. As2S3 + NO3 -  HSO4- + As2O5 + NO2 9. S2O3 –2  S + SO4 –2
10. ClO3- + Cl -  Cl2
11. HTeO4- + I-  Te + IO3 12. P2S3 + IO3 -  HPO4 –2 + S + I 13. SeO3 –2 + Ni(OH)3  Ni(OH)2 + SeO4 –2
14. PO3 -3 + IO -  I - + HPO4 –2
15. HCN + ClO -  Cl - + CNO –
“DONDE NO HAY CARIDAD, NO PUEDE HABER JUSTICIA”