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Química 05
2025
IDOYAGA
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QUÍMICA 05 CBC
CÁTEDRA IDOYAGA
4.
Balancear las siguientes reacciones utilizando el método ión-electrón y plantear las semirreacciones que correspondan al proceso de oxidación y al de reducción
b) $\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow \mathrm{CaCl}_{2}$
b) $\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow \mathrm{CaCl}_{2}$
Respuesta
Para balancear las ecuaciones redox vamos a usar el método del ion-electrón (o método de las semirreacciones). Ya lo vimos en el curso, pero acordate que este método implica dividir la reacción en dos semirreacciones: una de oxidación y una de reducción, para balancearlas por separado y finalmente combinarlas e informar el resultado final. Si tenés dudas de esto podes ver los videos. ¡Empecemos!
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$\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow \mathrm{CaCl}_{2}$
Vamos a resolver paso a paso cómo te expliqué en el video:
1. Anotar los números de oxidación sobre cada elemento en la ecuación química.
$\overset{0}{\mathrm{Ca}}_{(\mathrm{s})} + \overset{0}{\mathrm{Cl}}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow \overset{+2}{\mathrm{Ca}} \overset{-1}{\mathrm{Cl}}_{2}$
· En $\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})}$, el Calcio está en su forma elemental, por lo que su número de oxidación es 0.
· En $\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})}$, el Cloro está en su forma elemental, por lo que su número de oxidación es 0.
· En $\mathrm{CaCl}_{2}$, el Calcio (un metal alcalinotérreo del Grupo 2) tiene número de oxidación +2. Para que el compuesto sea neutro, cada átomo de Cloro debe tener un número de oxidación de -1 (ya que $1 \cdot (+2) + 2 \cdot (-1) = 0$).
2. Identificar las especies que se oxidan y las que se reducen.
El Calcio (Ca) cambia su número de oxidación de 0 (en $\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})}$) a +2 (en $\mathrm{CaCl}_{2}$). Como el número de oxidación aumenta, el Calcio se oxida.
El Cloro (Cl) cambia su número de oxidación de 0 (en $\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})}$) a -1 (en $\mathrm{CaCl}_{2}$). Como el número de oxidación disminuye, el Cloro se reduce.
3. Escribir y balancear las semirreacciones de oxidación y reducción.
Semirreacción de Oxidación:
$\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Ca}^{2+}$
1. Balancear átomos diferentes de O y H: Los átomos de Ca ya están balanceados (1 Ca a cada lado).
2. Balancear átomos de H y O: No aplica en esta semirreacción.
3. Balancear carga: La carga total a la izquierda es 0. La carga total a la derecha es +2. Para balancear la carga, añadimos electrones (e⁻) al lado más positivo. Añadimos 2e⁻ a la derecha:
$\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Ca}^{2+} + 2\mathrm{e}^{-}$
(Esta es la semirreacción de oxidación balanceada)
Semirreacción de Reducción:
$\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow \mathrm{Cl}^{-}$
1. Balancear átomos diferentes de O y H: Hay 2 átomos de Cl a la izquierda y 1 átomo de Cl a la derecha. Para balancear los átomos, colocamos un coeficiente de 2 delante del $\mathrm{Cl}^{-}$ a la derecha:
$\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow 2\mathrm{Cl}^{-}$
2. Balancear átomos de H y O: No aplica en esta semirreacción.
3. Balancear carga: La carga total a la izquierda es 0. La carga total a la derecha es $2 \cdot (-1) = -2$. Para balancear la carga, añadimos electrones (e⁻) al lado más positivo. Añadimos 2e⁻ a la izquierda:
$\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cl}^{-}$
(Esta es la semirreacción de reducción balanceada)
5. Igualar el número de electrones transferidos en ambas semirreacciones.
$\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Ca}^{2+} + 2\mathrm{e}^{-}$ (libera 2 electrones)
$\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cl}^{-}$ (consume 2 electrones)
El número de electrones liberados en la oxidación (2e⁻) ya es igual al número de electrones consumidos en la reducción (2e⁻). Asi que no es necesario multiplicar ninguna semirreacción por ningún coeficiente.
6. Sumar las semirreacciones balanceadas y simplificar.
Sumamos las dos semirreacciones que hemos balanceado:
$\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Ca}^{2+} + 2\mathrm{e}^{-}$
$\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cl}^{-}$
_________________________________________
$\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Ca}^{2+} + 2\mathrm{Cl}^{-} + 2\mathrm{e}^{-}$
Ahora, cancelamos los electrones (2e⁻) que aparecen en ambos lados de la ecuación combinada:
$\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow \mathrm{Ca}^{2+} + 2\mathrm{Cl}^{-}$
7. Recombinar los iones para formar los compuestos originales.
Los iones $\mathrm{Ca}^{2+}$ y $\mathrm{Cl}^{-}$ se combinan en una proporción 1:2 para formar el compuesto $\mathrm{CaCl}_{2}$. Como tenemos $1\mathrm{Ca}^{2+}$ y $2\mathrm{Cl}^{-}$, se va a formar $1\mathrm{CaCl}_{2}$.
✅ Reacción Balanceada Final:
$\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow \mathrm{CaCl}_{2}$
Verificación del Balanceo:
* Átomos de Calcio (Ca):
* En los reactivos: 1 átomo (en $\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})}$)
* En los productos: 1 átomo (en $\mathrm{CaCl}_{2}$)
* (Balanceado)
* Átomos de Cloro (Cl):
* En los reactivos: 2 átomos (en $\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})}$)
* En los productos: 2 átomos (en $\mathrm{CaCl}_{2}$)
* (Balanceado)
* Carga neta:
* En los reactivos: $0 + 0 = 0$
* En los productos: $0$ (porque $\mathrm{CaCl}_{2}$ es una molécula neutra)
* (Balanceado)
La ecuación está correctamente balanceada.
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