ÓXIDO REDUCCIÓN II

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ÓXIDO REDUCCIÓN II Unidad Nº 8 de Química Electivo TEMAS 1. Balance de reacciones de óxido reducción 2. Balance de reacciones por el Método del estado de oxidación 3. Método del estado de oxidación en ambiente ácido 4. Método del estado de oxidación en ambiente básico 5. Balance de reacciones por el Método del ión electrón 6. Método del ión electrón en ambiente ácido 7. Método del ión electrón en ambiente básico 1. Balance de reacciones de óxido reducción Tal como vimos en la clase anterior, una reacción redox o de óxido reducción se caracteriza por la existencia de dos semirreacciones, una de reducción y la otra de oxidación, en las que hay transferencia de electrones y donde se pueden reconocer las especies oxidantes y reductoras, según si dichas especies han cedido o aceptado los electrones en juego. Por ejemplo: Na0  ?  Na++ 1é      Semirreacción de oxidación   K+ + 1é  ?  K0        Semirreacción de reducción ______________________________________________________________   Na0 + K+  ? Na+ + K0      Reacción neta o total Como podemos apreciar, esta ecuación está equilibrada, puesto que existe igual cantidad de moles y de cargas a la izquierda y a la derecha de la reacción. Sin embargo, no siempre este proceso es tan simple, ya que la mayoría de las reacciones de óxido reducción son complejas y requieren de un método sistemático para ser balanceadas. En general, para equilibrar una ecuación redox, se puede utilizar cualquiera de los procedimientos dados a continuación: Método del estado de oxidación o Método del ión electrón. |Regresar a Temas| 2. Balance de reacciones por el Método del estado de oxidación 1. Determinar los elementos que hayan variado su estado de oxidación. 2. Expresar este cambio de estado de oxidación, escribiendo las reacciones electrónicas parciales (semirreacciones) correspondientes. 3. Balancear las semirreacciones de acuerdo al número de electrones y al número de átomos del componente químico. 4. Sustituir los coeficientes de las semirreacciones en la ecuación inicial (no balanceada). 5. A partir de las semirreacciones, balancear el resto de los elementos y grupos atómicos existentes en la ecuación no balanceada. Para esto, el orden usual es el siguiente: elementos positivos (distintos del hidrógeno), iones o grupos atómicos negativos, hidrógeno y oxígeno. Veamos un ejemplo Balancear la reacción dada a continuación mediante el método del estado de oxidación. Cu + HNO3 ? Cu(NO3)2 + H2O + NO Paso 1 Al observar los elementos de la reacción, nos damos cuenta de que el cobre (Cu) cambia su estado de oxidación desde 0 a +2 (en el Cu[NO3]2 ), y que el nitrógeno varía desde +5 (en el HNO3) hasta +2 (en el NO). Paso 2 De acuerdo con lo anterior, las semirreacciones son: Cu0 ? Cu+2 + 2é N+5 + 3é ? N+2 Paso 3 Las semirreacciones balanceadas serán: 3 Cu0 ? 3 Cu+2 + 6é 2 N+5 + 6é ? 2 N+2 Paso 4 Introduciendo los coeficientes de las semirreacciones balanceadas en la reacción inicial, tenemos: 3 Cu + 2 HNO3 ? 3 Cu(NO3)2 + H2O + 2 NO Paso 5 Sin embargo, la ecuación aún no está balanceada, ya que en los reactantes sólo aparecen dos grupos nitratos (NO3-) mientras que en los productos, aparecen seis. Por otra parte, la cantidad de agua producida tampoco está de acuerdo con la ecuación. Luego, añadiendo por tanteo 6 HNO3 y realizando los cambios necesarios en los coeficientes de los productos, la reacción queda balanceada finalmente. 3 Cu + 8 HNO3 ? 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO |Regresar a Temas| 3. Método del estado de oxidación en ambiente ácido 1. Identificar el elemento que haya variado su estado de oxidación. 2. Expresar este cambio de estado de oxidación, escribiendo la semirreacción     correspondiente. 3. Balancear los oxígenos con H2O. 4. Balancear los hidrógenos con H+. Ejemplo Balancear la siguiente reacción por el Método del estado de oxidación en ambiente ácido. SO4-2 ? S-2 Paso 1 El azufre varió su estado de oxidación desde +6 (en el SO4-2) hasta -2. Paso 2 La semirreacción correspondiente es: SO4-2 + 8é ? S-2 Paso 3 SO4-2 + 8é ? S-2 + 4 H2O Paso 4 SO4-2 + 8é + 8 H+ ? S-2 + 4 H2O (ecuación equilibrada) |Regresar a Temas| 4. Método del estado de oxidación en ambiente básico 1. Identificar el elemento que haya variado su estado de oxidación. 2. Expresar este cambio de estado de oxidación, escribiendo la semirreacción     correspondiente. 3. Balancear los oxígenos con H2O. 4. Balancear los hidrógenos con OH-. Ejemplo Balancear la siguiente reacción por el Método del estado de oxidación en ambiente básico. ZnO2-2 ? Zn0 Paso 1 El zinc varió su estado de oxidación desde +2 (en el ZnO2-2) hasta 0. Paso 2 La semirreacción correspondiente es: ZnO2-2 + 2é ? Zn 0 Paso 3 ZnO2-2 + 2é + 2 H2O ? Zn0 Paso 4 ZnO2-2 + 2é + 2 H2O ? Zn0 + 4 OH- (ecuación balanceada) |Regresar a Temas| 5. Balance de reacciones por el Método del ión electrón Este método se aplica a reacciones en solución. El Método del ión electrón permite balancear reacciones en las que es incierta la composición de algún producto. Así, para cálculos en los que intervienen masas de reactantes o de productos, la reacción iónica se puede convertir en una reacción molecular combinando los pares de iones apropiados para formar moléculas de compuestos conocidos. Las reacciones parciales consideradas en el método del ión electrón realmente pueden ocurrir en una pila galvánica, donde se tengan separados el agente oxidante y el reductor, y se encuentren unidos a través de un puente salino. Ejemplo Balancear la reacción dada a continuación por el método del ión electrón. HNO3 + H2S ? NO + H2O + S Paso 1 Identificar las semirreacciones de oxidación y de reducción. H2S ? S0 + 2é Semirreacción de oxidación NO3- + 3é ? NO Semirreacción de reducción Paso 2 Balancear las semirreacciones por número de átomos y de cargas. H2S ? S0 + 2é + 2 H+ NO3- + 3é + 4 H+ ? NO + 2 H2O Paso 3 Multiplicar cada semirreacción por un número tal que simplifique los electrones de cada una de ellas. 3 H2S ? 3 S0 + 6é + 6 H+ 2 NO3- + 6é + 8 H+ ? 2 NO + 4 H2O Paso 4 Sumar ambas semirreacciones y cancelar los términos semejantes a ambos lados de la ecuación. 2 NO3- + 2 H+ + 3 H2S ? 2 NO + 4 H2O + 3 S Paso 5 Escribir la ecuación molecular (balanceada). 2 HNO3- + 3 H2S ? 2 NO + 4 H2O + 3 S |Regresar a Temas| 6. Método del ión electrón en ambiente ácido 1. Igualar los elementos participantes. 2. Balancear los oxígenos con H2O. 3. Balancear los hidrógenos con H+. 4. Balancear las cargas con electrones. Ejemplo Balancear la reacción dada a continuación por el método del ión electrón en ambiente ácido. IO3- ? I2 Paso 1 Se iguala el yodo. 2 IO3- ? I20 Paso 2 Se equilibran los oxígenos. 2 IO3- ? I20 + 6 H2O Paso 3 Se equilibran los hidrógenos. 2 IO3-+ 12 H+ ? I20 + 6 H2O Paso 4 Se equilibran las cargas. 2 IO3- + 12 H+ + 10 é ? I20 + 6 H2O (ecuación equilibrada) |Regresar a Temas| 7. Método del ión electrón en ambiente básico 1. Igualar los elementos participantes. 2. Balancear los oxígenos con H2O. 3. Balancear los hidrógenos con OH-. 4. Balancear las cargas con electrones. Ejemplo Balancear la reacción dada a continuación por el método del ión electrón en ambiente básico. SO3-2  ? S2O3-2 Paso 1 Se iguala el azufre. 2 SO3-2 ? S2O3-2 Paso 2 Se equilibran los oxígenos. 2 SO3-2 + 3 H2O ? S2O3-2 Paso 3 Se equilibran los hidrógenos. 2 SO3-2 + 3 H2O ? S2O3-2+ 6 OH- Paso 4 Se equilibran las cargas. 2 SO3-2 + 3 H2O + 4 é ? S2O3-2 + 6 OH- (ecuación equilibrada) |Regresar a Temas|

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Última modificación: Friday, 18 de April de 2008, 17:37

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