Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación




descargar 92.7 Kb.
títuloMedia reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación
fecha de publicación01.11.2015
tamaño92.7 Kb.
tipoDocumentos
med.se-todo.com > Química > Documentos


Óxido-Reducción. Método del ión-electrón.



Prof. Carlos Roberto Salas Carmona

En el semestre anterior de química, usted balanceó ecuaciones químicas sencillas por simple inspección o tanteo. Muchas ecuaciones son demasiado complejas para que este procedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico; sin embargo, la gran mayoría de las reacciones de interés en este semestre (electroquímica, equilibrio iónico) son reacciones de óxido-reducción que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y en estos casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. Este último capítulo esta dedicado a los métodos comúnmente usados para el balanceo de estas ecuaciones, a saber el método de la media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación.
Antes de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones de la media REDOX daremos unas definiciones importantes.
Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-
Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e-
Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación.

Ejemplo: NO3- + 2H+ + e- NO2 + H2O (Reducción)
N+5 + e- N+4 (Reducción)

Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción.

Ejemplo: C + 2H2O C2O + 4H+ + 4e- (Oxidación)

o

C C+4 + 4e- (Oxidación)


En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor (reacciones de dismutación)


www.quimicayciencia.cjb.net http://www.mitareanet.com
MÉTODO DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓN

Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y sales (electrolitos) estudiados en el Equilibrio Iónico.
Recapitulando tenemos los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo.

Ejemplo:

HNO3 se disocia en H+NO3-

H2SO4 se disocia en H2+ SO4 -2

H3PO4 se disocia en H3+PO4-3

las sales se disocian en el catión positivo y el OH-

Ejemplo:

NaOH se disocia en Na+OH-

Mg(OH)2 se disocia en Mg+2(OH)2-

Al(OH)3 se disocia en Al+3 (OH)3-
Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo.

Ejemplo:
Ag Cl se disocia en Ag+Cl-

AgNO3 se disocia en Ag+NO3-

Cu(NO3)2 se disocia en Cu+2 (NO3)2-

Al2(SO4)3 se disocia en Al2+3 (SO4)3-2


El método del ión-electrón es, en general, un poco más largo (pero no más difícil) que el del número de oxidación; sin embargo, por ser más sistemático, es menos probable que conduzca a error. Además este método es más práctico cuando se trate de balancear ecuaciones iónicas, que el método del número de oxidación y se evita estar determinando los números de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida y cuál se reduce, ya que aquí se oxida el que pierda e-, es decir, la ecuación donde aparezcan los e- , hacia la derecha; y se reduce el que gane e- , es decir la ecuación donde aparezcan los e-, hacia la izquierda.
PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN
1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).

Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:
I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular)

Se pasa a forma iónica;

o o o

I2 + H+NO3- H+lO3- + NO + H2O (Iónica)
2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor.

o

I2 lO3-

o

NO3- NO

3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :

o

I2 2lO3-

o

NO3- NO

4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:

o

I2 + 6H2O 2lO3-

o

NO3- NO + 2 H2O
5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.
o

I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+

o

NO3- + 4H+ NO + 2H2O

www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com


6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)
o o -2 +12 = +10 – 10 = 0

I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10 e- (oxidación)
-1 +4 = +3 – 3 = 0 o o

NO3- + 4H+ + 3e- NO + 2H2O (reducción)

Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos).

Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e- se debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH- como H+ haya. Combinar los H+ y OH- para formar H2O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”. Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-, es decir, no está en medio básico (está en medio ácido, HNO3).

7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto.

o

3 x (I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + lOe-)

o o

10 x (NO3- + 4H+ + 3e- NO + 2H2O)

3 I2 + 18 H2O 6 IO3- + 36H+ + 30 e-


10NO3- + 40 H+ + 30 e - 10 NO + 20 H2O

8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.
3 I2 + 18 H2O 6 IO3- + 36H+ + 30 e

4 2

10 NO3- + 40 H+ + 30 e- 10 NO + 20 H2O

o o o

3I2 + 10NO3- + 4H+ 6IO3- + 10NO + 2H2O

www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com

__ Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.
__ Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación.
Ejemplo:
3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O

Problemas Resueltos:
4.1 Balancee por el método del ión-electrón las siguientes reacciones:
a) Zn + NO3- + H+ Zn+2 + NH4+ + H2O
b) Fe+2 + NO3- Fe+3 + NO (solución ácida)
c) MnO4- + I- + H2O MnO2 + I2 + OH-
d) CIO3- + I- CI- + I2 (solución básica)

Soluciones:


  1. La ecuación está en forma iónica y está en medio ácido por contener iones hidrógenos H+. Escribimos las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y reductor, y le aplicamos todos los pasos:

o

4 x (Zn Zn+2 + 2e- ) Ag. Reductor
1 x ( NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3 H2O) Ag. Oxidante
4 Zn 4Zn+2 + 8e-
NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3 H2O




4Zn + NO3- + 10 H+ 4Zn+2 + NH+4 + 3 H2O


www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com

Otra forma de resolverlo:
Zn Zn+2 NO3- NH4+
Zn Zn+2 NO3- NH4+ + 3 H2O
Zn Zn+2 NO3- + 10 H+ NH4+ + 3 H2O
4 x (Zn Zn+2 + 2 e-) NO3- + 10 H+ + 8e- NH4+ + 3 H2O

4 Zn 4Zn+2 + 8e-
NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3H2O




4 Zn + NO3- + 10 H+ + 8e- 4Zn+2 + NH4- + 3 H2O

b) La ecuación está en solución ácida no tiene los iones de H+ pero al balancearla le colocaremos los iones de H+ y H2O.
3 x ( Fe+2 Fe+3 + 1 e- ) (Ag. Reductor)

NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O (Ag. Oxidante)
3Fe+2 3Fe+3 + 3 e-
NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O



3Fe+2 + NO3- + 4 H+ 3Fe+3 + NO + 2 H2O
Otra forma:
Fe+2 Fe+3 3Fe-3 NO
Fe+2 Fe+3 NO3- NO + 2 H2O
Fe+2 Fe+3 NO3- 4 H+ + NO + 2 H2O
Fe+2 Fe+3 + e- NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O
3 Fe+2 3 Fe+3 + 3 e-

NO3- + 4 H+ + 3e NO + 2 H2O




3 Fe+2 + NO3- + 4 H+ 3 Fe+2 + NO + 2 H2O

www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com

c) La ecuación está en medio alcalino por presencia de OH-. Se realizan los pasos comunes hasta el 6 y luego se agrega a cada miembro tanto OH- como H+ haya, luego se eliminan los H+ formando agua y se eliminan los O2O duplicados en ambos miembros.
MnO4- + 4 H+ + 3 e- MnO2 + 2 H2O Ag. Oxidante



2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor


Ahora agrego al agente oxidante a la izquierda y a la derecha 4 OH-, combino los 4 OH- con 4 H+ y formo 4 H2O y elimino 4 H2O a la izquierda con 2 H2O a la derecha y nos quedan 2 H2O a la izquierda.

MnO4- + 4 H+ + 4 OH- + 3 e- MnO2 + 2 H2O + 4 OH-

2

4 H2O

o

2 I- I2 + 2 e-
2 x (MnO4- + 2 H2O + 3 e- MnO2 + 4 OH-)
3 x (2 I- I2 + 2 e-)




2 MnO4- + 4 H2O + 6 e- 2 MnO2 + 8 OH-




6 I- 3 I2 + 6 e-




2 MnO4- + 6 I- + 4 H2O 2 MnO2 + 3 I2 + 8 OH-

d) La ecuación está en solución básica, no aparecen los iones OH-, pero éstos los colocaremos junto con el agua al balancear la ecuación.
ClO3- + 6 H+ + 6 e- Cl- + 3 H2O Ag. Oxidante

2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor


www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com


ClO3- + 6 H+ + 6 OH- + 3 e- Cl- + 3 H2O + 6 OH-
3

6 H2O

2 I- I2 + 2 e-

1 x (ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH-)

3 x (2 I- I2 + 2 e-)




ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH-




6 I- 3I2 + 6 e-




ClO3- + 6 I- + 3 H2O Cl- + 6 I2 + 6 OH-

4.2 Balancee por medio de la media reacción e indique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor.

a) Bi2O3 + KOH + KClO KBiO3 + KCl + H2O
b) Cl2 + KOH KClO3 + KCl + H2O
c) C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O
Soluciones:

Estas ecuaciones están en forma molecular, debemos pasarla a forma iónica.
a) o o

Bi2O3 + K+OH- + K+ClO K+BiO3- + K+Cl - + H2O

Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor.


www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com
Bi2O3 + 3 H2O 2 BiO3- + 6H+ + 4 e- Ag. Reductor.
ClO- + 2H+ + 2 e- Cl- + H2O Ag. Oxidante.
Como está en medio alcalino por contener iones OH- (KOH), se deben eliminar los H+ agregando en ambos miembros de cada semi-reacción tantos OH- como H+ haya, luego combinar los H+ para formar H2O y eliminar el H2O duplicando en ambos miembros.



1 x (Bi2O3 + 3 H2O + 6 OH- 2 BiO3- + 6H+ + 6 OH- + 4 e-e)

3

6 H2O



2 x (ClO- + 2H+ + 2 OH- + 2 e- Cl- + H2O + 2 OH-)
2 H2O
2

Bi2O3 + 6 OH- 2 BiO3- + 6H+ + 3 H2O + 4 e-e
2 ClO- + 2 H2O + 4 e-e 2 Cl- + 4 OH-




Bi2O3 + 2 OH- + 2 ClO- 2 BiO3- + 2 Cl- + H2O

y trasladamos los coeficientes a la ecuación molecular:
Bi2O3 + 2 KOH + 2KClO 2 KBiO3 + H2O
b) Esta reacción es en solución básica por la presencia de KOH. Esta es una reacción de dismutación.
o o

Cl2 + K+ OH- K+ ClO3- + K+ Cl- + H2O
Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor
o o

Cl2 + 6 H2O 2 ClO3- + 12 H+ + 10 e-
o

Cl2 + 2 e- 2 Cl-

www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com

o

1 x ( Cl2 + 6 H2O + 12 OH- 2 ClO3- + 12 H+ + 12 OH- + 10 e- )

6

12 H2O

o

5 x (Cl2 + 2 e- 2 Cl-)
o

Cl2 + 12 OH- 2 ClO3- + 6 H2O + 10 e-)
o

5 Cl2 + 10 e- 10 Cl-

o

6 Cl2 + 12 OH- 2 ClO3- + 6 H2O + 10 Cl-

Simplificando tenemos:
o

3 Cl2 + 6 OH- ClO3- + 3 H2O + 5 Cl-

y trasladamos estos coeficientes a la ecuación molecular:

c) o o o o

C + H+NO3- CO2 + NO2 + H2O

Esta reacción esta en solución ácida por la presencia de HNO3 Ácida trioxonítrico (v) o Trioxonitrato (v) de hidrógeno, tradicionalmente llamado ácido nítrico. Se escriben las reacciones iónicas parciales de los agentes: oxidante y reductor.
o

1 x (C + 6H2O CO2 + 4 H+ + 4 e-) Ag. Reductor.

o

4 x (NO3- + 2 H+ + e- NO2 + H2O) Ag. Oxidante.
o

C + 2 H2O CO2 + 4 H+ + 4 e-

4 2

4 NO3- + 8 H+ + 4 e- 4 NO2 + 4 H2O)




C + 4 NO3- + 4 H+ CO2 + 4 NO2 + 2 H2O
www.quimicayciencias,cjb.net http://www.mitareanet.com

y se trasladan los coeficientes a la ecuación molecular:


C + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2H2O

Otra forma de resolverlo:

C CO2 HNO3 NO2
C + 2 H2O CO2 HNO3 + H+ NO2 + H2O
C + 2 H2O + 4 e- CO2 + 4 H+ HNO3 + H+ NO2 + H2O + e-





C + 2 H2O + 4 e- CO2 + 4 H+




2

4HNO3 + 4 H+ 4 NO2 + 4 H2O + 4 e-




C + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2 H2O

www.quimicayciencias.cjb.net QUÍMICA Y CIENCIAS La Web del Estudiante
Web personal del Prof. Carlos Roberto Salas Carmona


http://www.mitareanet.com



similar:

Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación iconTema. Balanceo de ecuaciones por ion-electrón. MÉTodo de la media reacción o del ion electróN

Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación iconÓxido reducción método del cambio del número de oxidación prof. Carlos R. Salas Carmona n

Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación iconEl Oxígeno tiene número de oxidación 2- en la formación de óxidos....

Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación icon4- a) ¿Podría oxidar el ión férrico, pasando a ión ferroso, al ión...

Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación icon1. Determina el número de oxidación del manganeso en los compuestos

Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación icon1 Método del número de valencia

Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación iconEl número de oxidación es un número entero que representa el número...

Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación iconEl número de oxidación es un número entero que representa el número...

Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación iconAg, un ejemplo de reacción redox. Trozo de metal oxidado (corroído)...
«par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido,...

Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación iconIntroducción al Método Ión


Medicina



Todos los derechos reservados. Copyright © 2015
contactos
med.se-todo.com