Balance De Ecuaciones

Introducción.

Esta guía abarca los conceptos y tipos de ejercicios fundamentales que constituyen las Reacciones Redox en un medio ácido y básico. Incluyendo ejemplos sencillos que pueden ser complementados con la programación y desarrollo en clases con otros ejercicios de mayor complejidad por parte del profesor. Sin embargo, es fundamental que cada alumno resuelva la totalidad de los ejercicios y problemas que aparecen aquí, respetando la secuencia del contenido.

Cómo usar esta guía.

Estudie los contenidos que aparecen en esta guía o en cualquier texto de química general, que dedique a un capitulo de Reacciones Redox. Entre otros pueden ser: "Química" de Raymond Chang, "Química" de Maham o de Sienko-Plane, etcétera.

Resuelva la guía de ejercicios y problemas.

Es importante que el estudiante busque por su propia cuenta, en la literatura entregada por el profesor, otros ejercicios de mayor complejidad o similares.

Objetivos.

- Aplicar el concepto de semi-reacción en el equilibrio Redox

- Resolver algunos ejemplos de reacciones Redox.

Las Reacciones Redox

Las reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación se llaman reacciones de oxido reducción o reacciones redox .En ellas hay, o pueden haber, transferencia de electrones.

Los átomos iónes o moléculas al transferir los electrones cambian su estado de oxidación.

La entidad que gana electrones se reduce y actúa como agente oxidante.

La entidad que pierde electrones se oxida y actúa como agente reductor.

Las reacciones redox se producen en todas las áreas de la química y la bioquímica por eso es importante el estudio de esta unidad.

Para resolver los ejercicios se sugiere el método del ión electrón o de las semi-reacciones, los que se pueden esquematizar en cinco etapas fundamentales.

1.- Identificar la especie que se está oxidando y la especie que se está reduciendo.

2.- Escribir separadamente las semi-reacciones para los procesos de oxidación y

reducción.

3.- Igualar las semi-reacciones con respecto a los átomos y las cargas eléctricas.

4.- Igualar el número de electrones de las semi-reacciones.

5.- Combinar las semi-reacciones igualadas para obtener la ecuación de oxidación-

reducción final. (sumando miembro a miembro.)

Este método se puede desarrollar en medio ácido o en medio básico.

A) Igualación en medio ácido ( H+ ):

Una vez planteadas las semi-reacciones de oxidación y de reducción, se iguala el número de átomos:

Primero el átomo principal. A continuación se iguala el número de átomos de oxígeno agregando al lado contrario el exceso de oxígenos, tantas moléculas de H2O como oxígeno haya de exceso en un miembro con respecto a otro. Luego, se iguala el número de átomos de hidrógeno agregando H+ al lado opuesto al exceso.

Finalmente se igualan las cargas, agregando electrones para tal efecto.

Enseguida, se procede de acuerdo a lo indicado en la etapa 4.-

Ejemplo

Igualar las ecuaciones iónica y molecular correspondientes a la semi-reacción de Cu

con HNO3 en medio acuoso.

Solución: Se debe escribir la : Ecuación iónica

Cu + NO3-  Cu2+ + NO2

Se debe determinar

El número de oxidación : 0 +5 +2 +4

Etapa 1: Se debe determinar sustancia que se oxida y la que se reduce;

Cu se oxida

NO3- se reduce

Etapa 2: Se debe escribir separadamente las semi- reacciones:

Cu  Cu2+ ( SEMI-REACCIÓN DE OXIDACIÓN )

NO3-  NO2 ( SEMI-REACCIÓN DE REDUCCIÓN )

Etapa 3

3.1.- Igualar átomo principal ( diferente de H y O )

Cu  Cu2+ ( igualada )

NO3-  NO2 ( igualada )

3.2.- Igualación de 0 : Se debe agregar H2O all lkado derecho de la ecuación si es necesario.

Cu  Cu2+

NO -  NO2 + H2O

3.3.- Igualación de H: Se debe agregar H+ (protones) al lado que corresponda.

Cu  Cu2+

NO3 - + 2H+  NO2 + H2O

Etapa 4

Igualar número de electrones: el número de electrónes debe ser igual a la derecha y a la izquierda de la ecuación total, que resultará al sumar algebraicamente ambas reacciones

Cu  Cu2+ + 2 e -

NO3 - + 2H+ + e-  NO2 + H2O / *2 = 2NO3 - + 4H+ + 2e-  2NO2 + 2H2O

Etapa

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