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. 2Cr+3+3(SO4)-2+K++(OH)-+K++(ClO3)-→2K++(CrO4)-2+H++(OH)-+K++ Cl-+2K++(SO4)-2
  2. Cr+3 → Cr+6 Cl+5 → Cl-
  3. Reacción de reducción    (ClO3)- → Cl-
  4. Reacción de oxidación     2 Cr+3 → (CrO4)-2
  5. Esta semireacción tiene balanceado el cloro así que no se hace nada  (ClO3)- → Cl-
  6. Se balancea esta semireacción de la siguiente manera.  2 Cr+3 → (CrO4)-2                                                                                                         .                        . 2 Cr+3 → 2 (CrO4)-2
  7. Balanceados oxígenos en la semireacción de reducción (ClO3)- → Cl- + 3 H2O Balanceados oxígenos en la semireacción de oxidación  2Cr+3 + 8H2O→ 2(CrO4)-2
  8. Balanceados hidrógenos en la reacción de reducción

(ClO3)-+6H+→Cl-+3H2O

Balanceados 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. 

 

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