EXPOSICION DE QUIMICA - Yessica silva (2)

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CURSO: Química.
INTRODUCCIÓN.
“No hay mal que dure cien años ni cuerpo que lo resista” es el proverbio que nos repiten los longevos de nuestra época. Y en efecto, las cosas se van deteriorando a medida que pasa el tiempo. Seguramente más de uno de nosotros habrá sido testigo por ejemplo de como el metal se oxida; sin embargo, ¿alguna vez nos hemos detenido a meditar sobre la causa de este fenómeno?
No se trata de un acto de magia, gracias a las investigaciones de muchos científicos hoy la química lo explica a través de un fenómeno llamado oxidación. Es por eso que se considera necesario el estudio de estos capítulos porque nos permite explicar mediante métodos químico-matemáticos (ecuaciones químicas) muchos de los fenómenos que ocurren en nuestra vida cotidiana.
 Los temas que se abordan en las páginas posteriores se definirán en términos sencillos a las moléculas, iones, etc.; con el objetivo de proporcionarle al lector las herramientas necesarias para adentrarse en el maravilloso mundo de la química. De este modo deseamos que la información de las siguientes líneas le sea útil al lector.
 
INDICE
LA MOLÉCULA…………………………………………………………………….3
TPOS DE MOLÉCULAS…………………………………………………………..4
ESTRUCCTURA LEWIS…………………………………………………………..5
REGLA DEL DUPLETE Y OCTETO
CANTIDAD DE SUSTANCIA……………………………………………………..8
ÁTOMO GRAMO- MOLECULA GRAMO……………………………………….9
NÚMERO DE AVOGADRO………………………………………………………9
DEFINICIÓN DE MOL…………………………………………………………….10
REACCIÓN DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN…………………………………..11
TIPOS DE REACCIÓN REDOX…………………………………………………13
BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN…………………..14
TIPOS DE REACCIÓN REDOX………………………………………………….13
BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN…………………...14
· PRINCIPIO DE ELECTRO NEUTRALIDAD
· NÚMERO DE OXIDACIÓN
· MÉTODO DE BALANCEO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN………….15
· DETERMINACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN
· MÉTODO DEL BALANCE IÓN- ELECTRON O SEMI- REACCIONES
BIBLIOGRAFÍA……………………………………………………………………..25
LINKOGRAFÍA…………………………………………………………………….25
LA MOLÉCULA.
Son agregados o grupos de por lo menos dos o más átomos, en una relación definida, que se mantienen unidos mediante fuerzas químicas denominadas "enlaces covalentes" (por compartición de electrones), se mueven y actúan juntas como si fuesen una sola identidad.
Hidrógeno
H2
Agua
H2O
Amoníaco
NH3
Metano
CH4
Etanol
CH3CH2OH
Tipo de moléculas
	Diatómicas:
Moléculas que contienen dos átomos.
	
	
	H2, Cl2, HCl
	Poliatómicas:
Moléculas que contienen más de dos átomos.
	
	
	CH3CH2OH, CHCl3, O3, C6H12O6,C5H5N, H2O
	Homoatómicas: 
Moléculas que contienen dos o más átomos de un mismo elemento (forman elementos).
	
	
	H2, Cl2, O3, P4
	Heteroatómicas: 
Moléculas que contienen al menos dos átomos de dos o más elementos (forman compuestos).
	
	
	CH3CH2OH, CHCl3, H2O, C6H12O6, C5H5N
Iones
Están formados por un átomo (monoatómico) o un grupo de átomos (poliatómico), que tienen una carga neta positiva o negativa, en consecuencia pueden ser de dos tipos:
· Los cationes: se forman cuando el átomo neutro pierde uno o varios de sus electrones, en consecuencia son iones de carga neta positiva.
	
	átomo neutro:
11 protones
11 electrones
	
	catión:
11 protones
10 electrones
 
· Los aniones: se forman cuando el átomo neutro gana uno o más electrones, en consecuenciason iones de carga neta negativa. 
	
	átomo neutro:
17 protones
17 electrones
	
	anión:
17 protones
18 electrones
 
La estructura Lewis
también llamada diagrama de punto y raya diagonal, modelo de Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis. Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y después de cada uno de estos se encuentran en cada enlace covalente.
Representan también si entre los átomos existen enlaces simples, dobles o triples. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones apartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.
Reglas para representar las estructuras de Lewis.
 
(A) Determinar el número total de electrones de valencia en la especie mediante la suma del número de electrones de valencia de cada átomo. Si la especie es aniónica añadir la carga total del ión y si es catiónica substraer dicha carga total del ión.
 
(B) Situar los átomos en sus posiciones relativas y dibujar una línea representando un enlace simple de dos electrones entre los átomos que se hallan unidos.
 
(C) Distribuir el resto de electrones por parejas entre los átomos unidos al central hasta un total de 8 electrones (excepto para el hidrógeno). Si sobran electrones se situarán en el átomo central.
 
(D) Si el átomo central se halla rodeado de menos de 8 electrones mover pares de electrones no compartidos de los átomos unidos al central (excepto si estos son ha1ógenos) convirtiéndolos en pares de electrones de enlace (entre dicho átomo y el central) hasta conseguir un máximo de 8 electrones para dicho átomo.
 
(E) Contar el numero de electrones de enlace (compartidos) y de no enlace de cada átomo. Evaluar la carga formal de cada átomo comparando el resultado con el número de electrones de valencia en el átomo neutro. Representar las cargas formales no nulas.
 
(F) Para los átomos centrales a partir del segundo periodo mover pares de electrones de no enlace adicionales a posiciones de enlace hasta que la carga formal del átomo central sea uno o cero.
REGLA DEL DUPLETE Y OCTETO
REGLA DEL OCTETO
Es la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones, de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble,1 los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.
Existen diferentes tipos de enlace químico, basados todos ellos, como se ha explicado antes en la estabilidad especial de la configuración electrónica de los gases nobles, tendiendo a rodearse de ocho electrones en su nivel más externo. 
REGLA DEL DUPLETE
Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga 8 electrones y así adquiera la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica.
En el caso de los átomos de los elementos H, Li y Be, cuando establecen enlaces, tienden a completar su último nivel de energía con 2 electrones y alcanzar la configuración electrónica del gas noble helio (He). (Regla del dueto)
-Los elementos metálicos ceden electrones.
-Los elementos no metálicos ganan o comparten electrones.
LA CANTIDAD DE SUSTANCIA: EL MOL
Desde el siglo XVIII se sabe que los elementos químicos se combinan de diferentes maneras originando gran variedad de compuestos y que lo hacen en una proporción definida en cada uno de ellos, como se refleja en las fórmulas de las moléculas: Las fórmulas químicas representan el número de átomos que se unen entre sí para formar una determinada molécula.
Por ejemplo, la fórmula para el agua es H2O, lo que significa que cada molécula de agua posee dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno. Si los átomos tuvieran el tamaño suficiente como para manipularlos con la mano, no tendríamos más que coger dos átomos de hidrógeno y enlazarlos a uno de oxígeno para obteneruna molécula de agua. Sin embargo, esto es sencillamente imposible: ni podemos ver los átomos a simple vista, ni existen aparatos tan sofisticados y precisos como para maniobrar con ellos uno a uno.
Se define la magnitud cantidad de sustancia para poder relacionar masas o volúmenes de sustancias, que se pueden medir a escala macroscópica, con el número de partículas que hay en esa cantidad.
LA IDEA DEL ÁTOMO-GRAMO Y LA MOLÉCULA-GRAMO 
Pensemos de nuevo en el agua, formada por dos átomos de hidrógeno más uno de oxígeno. Si tuviéramos cuatro átomos de hidrógeno y dos de oxígeno, podríamos formar dos moléculas de agua; con seis hidrógenos y cuatro oxígenos, obtendríamos tres de agua… Manteniendo la misma proporción, podríamos escoger una cifra lo suficientemente grande como para obtener una cantidad de átomos o moléculas tal que sea apreciable y manejable. Es por ello que necesitamos definir una unidad de medida proporcional al número de átomos o moléculas y que, a su vez, se pueda relacionar con alguna magnitud fácilmente medible en el laboratorio.
Así, surgió la idea de emplear ciertas cantidades en gramos para cada átomo o molécula, denominadas átomo-gramo o molécula-gramo, respectivamente:
Un átomo-gramo es la cantidad de un elemento, expresada en gramos, que 
coincide numéricamente con su masa atómica relativa.
Una molécula-gramo es la cantidad de un compuesto, expresada en gramos, que coincide numéricamente con su masa molecular.
Siguiendo con el ejemplo del agua: un átomo-gramo de oxígeno es igual a 15’999 g, dos átomos-gramos de hidrógeno equivalen a 2’016 g, y una molécula-gramo de agua es, en consecuencia, 18’015 g, es decir, la suma de los anteriores valores. Evidentemente, los valores de un átomo-gramo o molécula-gramo varían para cada elemento o compuesto, pero tienen la enorme ventaja de representar siempre el mismo número de átomos o moléculas, por lo que representan cantidades que guardan entre sí las mismas relaciones que la de los elementos y compuestos a los que hacen referencia (un átomo-gramo de oxígeno se combina con dos átomos-gramos de hidrógeno en cada molécula-gramo de agua).
EL NÚMERO DE AVOGADRO
Un átomo-gramo (o molécula-gramo) representa una masa N veces más grande que la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) al que se refiere:
Por lo que N no es otra cosa que el número de átomos o moléculas contenidos en un átomo-gramo o en una molécula-gramo, respectivamente. Este número se conoce en la actualidad como constante de Avogadro, quien, en 1811, propuso por primera vez que el volumen de un gas (a una determinada presión y temperatura) es proporcional al número de átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas.
El valor del número o constante de Avogadro, NA, determinado experimentalmente, es:
Así, tanto un átomo-gramo como una molécula-gramo, de la sustancia que sea, contienen siempre el número de Avogadro de átomos o moléculas. Estos términos de átomo-gramo y molécula-gramo fueron reemplazados, con el tiempo, por una nueva unidad de cantidad de sustancia: el mol.
LA DEFINICIÓN DE MOL
Desde la XIV Conferencia General de Pesas y Medidas, celebrada en 1971, se adoptó el mol como unidad de cantidad de sustancia, considerándose esta una de las siete magnitudes fundamentales del Sistema Internacional.
Se define mol (n) como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0’012 kilogramos carbono-12.
Cuando se emplea el mol, las entidades elementales deben especificarse y pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o agrupaciones específicas de tales partículas.
En consecuencia:
Se define masa molar, M, a la masa de un mol de átomos o de moléculas de una sustancia. Se mide en g/mol y su valor numérico coincide con el de la masa atómica o la masa molecular expresada en unidades de masa atómica.
De modo que, conociendo la masa m de una sustancia, se puede calcular el número de moles n mediante la siguiente expresión:
REACCIÓN DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN (REDOX)
Es una reacción de transferencia de electrones. La especie que pierde los electrones se oxida y la que los gana se reduce. Se llama reductor a la especie que cede los electrones y oxidante a la que los capta.  Es importante destacar que ambos procesos se desarrollan juntos, siempre que un elemento cede electrones y se oxida, hay otro que los recibe y se reduce.
CARACTERÍSTICAS DE LAS REACCIONES REDOX:
· Ocurren en forma simultanea: las medias reacciones (semirreacciones) de oxidación y de reducción.
· Se produce la transferencia completa de electrones de un átomo (el que se oxida) hacia otro (el que se reduce)
· El número total de electrones perdidos en la media reacción de oxidación, es exactamente igual al número total de electrones ganados en la madia reacción de reducción.
· A la sustancia que se oxida se le denomina AGENTE REDUCTOR, y a la sustancia que se reduce se le denomina AGENTE OXIDANTE. 
REDUCCIÓN:
· Ganancia de electrones
· Disminución algebraica del E.O (Estado de oxidación)
· En los reactantes es el Agente oxidante
· En los productos Forma o Especie reducida
 Cr+6 + 3e- reducción Cr+3
OXIDACIÓN:
· Perdida de electrones
· Aumenta algebraicamente el E.O
· En los reactantes es el Agente reductor
· En los productos es la Forma o Especie oxidada
 Fe0 - 3e- oxidación Fe+3
TIPOS DE REACCIÓN REDOX
1. REACCIÓN REDOX INTERMOLECULAR:
Son las más comunes, se caracterizan por que el elemento que se oxida y el elemento que se reduce se encuentran en sustancias químicas diferentes, por lo tanto, el agente oxidante y el agente reductor son sustancias también diferentes. Ejemplo:
 Agente Oxidante Agente Reductor Forma Reducida Forma Oxidada
Fe2+3O3-2 + C+2O-2 Fe0 + C+4O2-2
 REDUCE
 OXIDA
2. REACCIÓN REDOX INTRAMOLECULAR:
En esta reacción, el elemento que se oxida y el elemento que se reduce se encuentran en el mismo compuesto, por lo tanto, el agente oxidante y el agente reductor es la misma sustancia. Ejemplo:
 Agente Oxidante/Agente Reductor Forma Reducida Forma Oxidada
 K+1Cl+5O3-2 K+1Cl-1 + O20
 REDUCE
 OXIDA
3. REACCIÓN REDOX DE DISMUTACIÓN O DESPROPORCIÓN:
Denominada también de autorreducción – oxidación. Es aquella donde el mismo elemento que se oxida también se reduce, por lo tanto, la misma sustancia química es el agente oxidante y el agente reductor. Ejemplo:
 Agente Oxidante/Agente Reductor Forma Oxidada Forma Reducida 
 HN+3O2 HN+5O3 + N+2O
 OXIDA
 REDUCE
 
4. 	BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN
 Se denomina reacción de óxido-reducción o, simplemente, “Redox”, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación. 
Para que exista una reacción de óxido-reducción, por tanto, debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:
ü El elemento que cede electrones se oxida, su número de oxidación disminuye y se denomina agente reductor. 
ü El elemento que acepta electrones, aumenta su número de oxidación, se dice que se reduce y se denomina agente oxidante.
4.1 Principio de electro neutralidad
 El principio de electro neutralidad de Pauling es un método aproximado para estimarla carga en moléculas o iones complejos. Supone que la carga siempre se distribuye en valores cercanos a 0 (es decir, -1, 0, +1).Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares llamadas semirreacciones o reacciones parciales.
ü Semi-reacción de reducción: 2e- + Cu2+ → Cu0
ü Semi-reacción de oxidación: Fe0 → Fe2+ + 2e- o más comúnmente, también llamada ecuación general:
Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0
La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox.
Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.
 4.2 Número de oxidación
 El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.
1.	Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrán número de oxidación cero
2.	El hidrógeno tendrá número de oxidación de +1 excepto en hidruros en los cuales actúa con número de oxidación -1
3.	El oxígeno tendrá número de oxidación -2 excepto en los peróxidos donde actúa con número de oxidación -1
4.	Los Metales Alcalinos (Grupo IA de la Tabla Periódica) tienen en sus compuestos número de oxidación +1
5.	Los Metales Alcalino Térreos (elementos del Grupo IIA de la Tabla Periódica) tienen en sus compuestos número de oxidación +2
6.	Los halógenos (Grupo VII A) tienen en sus compuestos como haluros, número de oxidación -1
7.	La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto iónico es igual a la suma de la carga neta de los átomos constituyentes del ión
8.	Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta y cuando un átomo se reduce, su número de oxidación disminuye
9.	La suma de los números de oxidación de los átomos que constituyen una molécula es cero
4.3 Método de Balanceo del Número de Oxidación. 
4.3.1 Determinación del número de oxidación.
Para comprender este método, vamos a balancear la siguiente ecuación:
Fe + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H2↑
La primera regla, esta nos dice que todos los elementos libres tendrán valencia cero, luego, localizamos los elementos libres, en este caso son el Hierro y el hidrógeno, y colocamos un cero como valencia.
Fe0 + H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + H20 ↑
Continuamos con las demás reglas y ubicamos a los oxígenos e hidrógenos y les asignamos la valencia que les corresponde, según se estableció en las reglas:
Fe0 + H2+1 SO-24 → Fe2 (SO-24)3 + H20 ↑
Para continuar, obtenemos la valencia de los elementos restantes, en este caso el azufre y el hierro:
Ubiquémonos en el azufre (S) del primer miembro en la ecuación
H2+1 SO-24 
Para obtener la valencia del azufre, simplemente vamos a multiplicar la valencia del oxígeno por el número de oxígenos que hay (en este caso hay 4 oxígenos que multiplicados por el -2 del número de oxidación, resulta -8) y hacemos lo mismo con el hidrógeno, multiplicamos su valencia por el número de oxígenos que hay (2 átomos de hidrógeno multiplicados por +1 resulta +2). Queda de la siguiente manera:
H2+1 SX O-24 
Se plantea una ecuación de primer grado, recordando que la suma de los números de oxidación de los átomos integrantes de la molécula debe ser igual a cero:
2 x (+1) + X + 4 x (-2) = 0 
+2 + X -8 = 0
X = +8 - 2 
X = + 6
Resulta que la valencia del azufre ha de ser +6. Comprobamos:
+2 + 6 - 8 = 0
Ubiquémonos ahora el hierro del segundo miembro:
Fe2 (SO-24)3
Esta sal está formada por un catión, (Fe) y un anión, en este caso, el ión sulfato (SO4).
Si recordamos las reglas de formulación, es fácil deducir que la valencia del hierro es +3 y la del ión sulfato -2 (observe los subíndices delante de cada ión). Ya hemos definido el número de oxidación del hierro. Falta conocer el número de oxidación del azufre en el ión sulfato
Ya sabemos que la carga neta del ión es -2, por lo que si se multiplica los cuatro átomos de oxígeno por -2, resulta que la carga del oxígeno es -8, por lo que es lógico deducir que el número de oxidación del azufre será +6 para que al hacer la suma algebraica resulte -2.
Y de esta manera ya hemos obtenido todas las valencias del compuesto químico:
Fe0 + H2+1S+6O-24 → Fe+3 2 (S+6O-24)-23 + H20 ↑
Ahora, vamos a verificar cuál elemento se oxida y cual se reduce. 
Observamos que el hierro se oxida pues su número de oxidación aumenta de cero a 3 (pierde 3 electrones):
Fe0 + H2+1 S+6 O-24 → Fe+3 2 (S+6 O-2 4)-2 3 + H20 ↑ 
Observamos ahora que el hidrógeno se reduce (gana 1 electrón), pero como hay dos átomos de hidrógeno, se multiplica por 2): 
La ecuación queda de la siguiente manera:
Fe0 + H2+1S+6O-24 → Fe+32 (S+6O-24)-23 + H20 ↑
 	 	 ↓ ↑ 
 	 	Se oxida 	se reduce
 	 	 3e- 	1x2e- = 2e-
A continuación, intercambiamos estos números que indican la perdida y/o ganancia de electrones como se indica a continuación:
2Fe0 + 3H2+1S+6O-24 → Fe+32 (S+6O-24)-23 + H20 ↑
Ahora contamos el número de átomos a ambos lados de la ecuación:
2= Fe =2
3= S =3
12= O =12
6= H =2
Para compensar el déficit de hidrógenos del segundo miembro, multiplicamos este elemento por 3 
2Fe + 3H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + 3H2 ↑
La ecuación balanceada resulta:
2Fe + 3H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + 3H2 ↑
Otro ejemplo del mismo caso anterior se presenta a continuación:
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O Asignamos los números de oxidación:
K+1Mn+7O4-2 + H+1Cl-1 → K+1Cl-1 + Mn+2Cl2-1 + Cl20 + H2+1O-2 Observemos que en el segundo miembro, el cloro aparece con dos valencias, por tanto, comenzaremos el balanceo por ese lado de la ecuación:
K+1Mn+7O4-2 + H+1Cl-1 → K+1Cl-1 + Mn+2Cl2-1 + Cl20 + H2+1O-2
 ↑ 	↓
 5 e- 	1 e- x 2 = 2 e-
KMnO4 + HCl → KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O
Ajustamos la ecuación en el primer miembro y efectuamos las correcciones que hagan falta:
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
La mayoría de las reacciones químicas elementales ocurren en disolución acuosa. En estos casos, no se indican todos los reactivos o productos sino que normalmente solo se presentan el agente oxidante y el agente reductor; en qué se convierten y el medio en el que se realiza la reacción (disolución básica o ácida), por esta razón, la reacción deberá ser completada.
Se recomienda seguir el siguiente procedimiento:
1. Asignar los números de oxidación siguiendo las reglas ya estudiadas.
2. Igualar la ecuación con la proporción adecuada de agente oxidante y agente reductor.
3. Contar los átomos de oxígeno a ambos lados de la ecuación y añadir moléculas de agua donde exista déficit de O2.
4. Contar los átomos de hidrógeno y completar con protones (H+) en el lado deficiente.
5. Si se indica que la reacción se realiza en medio ácido, se deja así, sin embargo, si se indica que la reacción ocurre en medio básico, se deben añadir tantos OH- a ambos lados de la ecuación como protones se han incorporado en el paso anterior. 
6. Sumar los H+ y los OH- agregados y convertirlos en H2O y finalmente, eliminar las especies que se repitan a ambos lados de la ecuación.
Como ejemplo, igualemos la siguiente reacción sabiendo que ocure en medio ácido: 
Cr2O7= + H2SO3 → Cr+3 + HSO4-
Iniciamos colocando los números de oxidación según el procedimiento ya estudiado: (solo indicaremos los números de oxidación del agente oxidante y el reductor)
Cr2+6O7= + H2S+4O3 → Cr+3 + HS+6O4-
Balanceamos los átomos de Cromo del segundo miembro:
Cr2+6O7= + H2S+4O3 → 2Cr+3 + HS+6O4-
 	↑ 	↓
 	3 e- x 2 = 6 e- 	2 e- Se reduce 	Se oxida
 	(ag. oxidante) (ag. Reductor)
La relación entre los reactivos es 6:2, por lo que simplificamos resultando 3:1 y balanceamos:
Cr2O7= + 3H2SO3 → 2Cr+3 + 3HSO4-
Verificamos los átomos de oxígeno y detectamos un déficit de 4 átomos a la derecha quecompensamos con agua:
Cr2O7= + 3H2SO3 → 2Cr+3 + 3HSO4- + 4 H2O
Ahora tenemos un déficit de 5 Hidrógenos a la derecha que compensamos con H+:
5 H+ + Cr2O7= + 3H2SO3 → 2Cr+3 + 3HSO4- + 4 H2O
Verificamos las cargas eléctricas a ambos lados de la ecuación y confirmamos que están balanceadas. 
Puesto que la reacción ocurre en medio ácido, concluimos en este punto:
5 H+ + Cr2O7= + 3H2SO3 → 2Cr+3 + 3HSO4- + 4 H2O Estudiemos ahora un ejemplo de reacción en medio básico.
Balancear y completar la siguiente reacción sabiendo que ocurre en medio básico: CrO4= + SO3= → Cr(OH)4- + SO4=
Cr+6O4= + S+4O3= → Cr+3(OH)4- + S+6O4=
 	↑ 	↓
 	3 e- 	2 e-
 	Se oxida 	Se reduce
 	(ag. Reductor) (ag. oxidante)
Balanceamos según la relación encontrada:
2CrO4= + 3SO3= → 2Cr(OH)4- + 3SO4= Compensamos el déficit de oxígeno:
3H2O + 2CrO4= + 3SO3= → 2Cr(OH)4- + 3SO4= Compensamos el déficit de hidrógeno:
2H+ + 3H2O + 2CrO4= + 3SO3= → 2Cr(OH)4- + 3SO4=
Como el medio es básico, agregamos a ambos lados de la reacción, tantos OH- como protones se agregaron en el paso anterior
2 OH- + 2H+ + 3H2O + 2CrO4= + 3SO3= → 2Cr(OH)4- + 3SO4= + 2OH- Sumamos estas especies:
2 H2O + 3H2O + 2CrO4= + 3SO3= → 2Cr(OH)4- + 3SO4= + 2OH-
5H2O + 2CrO4= + 3SO3= → 2Cr(OH)4- + 3SO4= + 2OH- Verificamos que las cargas estén balanceadas y concluimos:
5H2O + 2CrO4= + 3SO3= → 2Cr(OH)4- + 3SO4= + 2OH-
 
4.4 Método de Balanceo del Ión-electrón o Semi-reacciones.
Este es un procedimiento particularmente útil para reacciones en disolución, aunque también puede emplearse en racciones en estado gas-sólido.
Deben seguirse los siguientes pasos:
1. Identificar el agente oxidante y el agente reductor, recordando que el elemento que pierde electrones es el que se oxida y es a su vez, el agente reductor; el elemento que gana electrones es el que se reduce y es, a su vez, el agente oxidante.
2. Mostrar mediante semi reacciones cómo se reduce el agente oxidante y como se oxida el agente reductor.
3. Asegurarse que los átomos diferentes a oxígeno e hidrógeno estén igualados y corregir de ser necesario.
4. Contar los átomos de oxígeno a ambos lados de la semi-reacción y compensar déficit con moléculas de agua.
5. Agregar protones, H+, al lado deficiente en hidrógeno.
6. Contar las cargas eléctricas y multiplicar cada semi-reacción por un coeficiente conveniente para que, al sumar ambas semi reacciones, se igualen las cargas y puedan eliminarse.
7. Si la reacción ocurre en medio básico, agregar tantos OH- a ambos lados de la semi reacción, como protones (H+) se agregaron para compensar déficits de hidrógeno (paso 5).
8. Combinar los OH- y los H+ y eliminar el agua que aparezca duplicada en la reacción.
9. Sumar ambas semi reacciones y eliminar las especies que aparezcan duplicadas en la reacción final.
Ejemplos:
Balancear la siguiente ecuación por el método de las semi reacciones:
KMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O Asignamos los números de oxidación:
K+1Mn+7O4-2 + H+1Cl-1 → Mn+2Cl2-1 + Cl20 + K+1Cl-1 + H2+1O-2
Mn+7 + 5e- → Mn+2 (agente oxidante)
2Cl-1 → Cl20 + 2 e- 	(agente reductor) Multiplicamos la primera semi reacción por 2 y la segunda por 5:
2 x (Mn+7 + 5e- → Mn+2)	
5 x (2Cl-1 → Cl20 + 2 e- ) 	
2Mn+7 + 10e- → 2Mn+2
10Cl-1 → 5Cl20 + 10 e-
2Mn+7 + 5Cl-1 + 10 e- → 2Mn+2 + 5 Cl20 + 10 e-
2KMnO4 + 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + KCl + H2O Balanceamos el Potasio del segundo miembro:
2KMnO4 + 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + H2O Ajustamos el oxígeno:
2KMnO4 + 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + H2O + 7 H2O Las moléculas de agua pueden sumarse
2KMnO4 + 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O Se ajusta el hidrógeno:
6H+ + 2KMnO4 + 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O Ya que estos protones solo pueden provenir del ácido, sumamos a la especie correspondiente:
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O Reajustamos el cloro:
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 8Cl2 + 2KCl + 8H2O La ecuación está ahora balanceada.
Es muy frecuente encontrar en los libros de texto y/o en literatura técnica ecuaciones expresadas en forma iónica. En estos casos se procede así:
Balancear la reacción: Zn + NO3- + H3O+ → Zn+2 + NH4+ + H2O
Para balancear este tipo de reacciones, primero, reescribimos la ecuación omitiendo el ión hidronio (H3O+) y el agua:
Zn + NO3- → Zn+2 + NH4+ Asignamos los números de oxidación:
Zno + N+5O3- → Zn+2 + N-3H4+
Se escriben las semi reacciones y se identifican los agentes oxidante y reductor:
Zn0 → Zn+2 + 2 e- (agente reductor) N+5O3- + 8 e- → NH4+ (agente oxidante) 4 x (Zn0 → Zn+2 + 2 e-)
N+5O3- + 8 e- → NH4+
4Zn0 → 4Zn+2 + 8 e-
N+5 O3- + 8 e- → NH4+ 4Zn + NO3- + 8 e- → 4Zn+2 + NH4+ + 8 e- Se eliminan los electrones:
4Zn + NO3- → 4Zn+2 + NH4+ Reintroducimos el agua y el ión hidronio:
4Zn + NO3- + H3O+ → 4Zn+2 + NH4+ + H2O Se igualan las cargas eléctricas:
4Zn + NO3- + 10H3O+ → 4Zn+2 + NH4+ + H2O Se compensa el déficit de oxígeno con moléculas de agua:
4Zn + NO3- + 10H3O+ → 4Zn+2 + NH4+ + 13H2O La ecuación esta ahora correctamente balanceada.
Otro ejemplo:
ClO3- + Cr+3 + OH- → Cl- + CrO4= + H2O Escribimos la ecuación omitiendo el OH- y el agua:
Cl+5O3- + Cr+3 → Cl- + Cr+6O4= Se escriben las semi reacciones:
ClO3- + 6 e- → Cl- 	(agente oxidante)
Cr+3 → CrO4= + 3 e- (agente reductor) Se multiplican las semirreacciones por los coeficientes necesarios:
ClO3- + 6 e- → Cl-
2Cr+3 → 2CrO4= + 6 e- 
ClO3- + 2 Cr+3 + 6 e- → Cl- + 2CrO4= + 6 e-
Reincorporamos el agua y OH- que se habían omitido inicialmente:
ClO3- + 2Cr+3 + OH- → Cl- + 2CrO4= + H2O Se balancean las cargas:
ClO3- + 2Cr+3 + 10OH- → Cl- + 2CrO4= + 5H2O
La ecuación está ahora correctamente balanceada.
BIBLIOGRAFÍA.
· Anatomía, Biología y química. Universidad Nacional Pedro Ruiz gallo. Centro pre. 2da edición. 2007. Pag.274-276. Editorial. Emdecosege S.A.
· Spencer J.& Bodner J.&Rickard m.. (2000). Química, estructura y dinámica. Mexico: Continental.
· Gonzales O.. (2009). Fundamentos de química. Guayaquil- Ecuador: Centro de difusión y publicaciones- ESPOL 
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· http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/15-moleculas-iones-y-formulas-quimicas.html
· http://www.redalyc.org/pdf/816/81680214.pdf
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