Ejercicios de Redox

Paso 1: Escribir la reacción

[pic 1]

Paso 2: Colocar los números de oxidación

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Paso 3: Identificar átomos que se oxidan y se reducen

Cobre:        Pasa de 0 a +2   (pierde electrones)  →    Se oxida

Nitrógeno:        Pasa de +5 a +2   (gana electrones) →    Se reduce

Paso 4: Colocar el número de electrones ganados o perdidos por átomo

Cobre:        Pierde 2 e- x 1 átomo = 2e-

Nitrógeno:        Gana  3 e- x 1 átomo = 3e-

Paso 5: Intercambiar cantidad de electrones ganados y perdidos

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Pasos 6 y 7: Igualar ambos lados de la ecuación y balancear por tanteo

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MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN

Se utiliza solamente en aquellas reacciones en las que intervienen iones en solución. La ventaja en la utilización de esta técnica es que pone de relieve la auténtica naturaleza iónica de la reacción. Se realiza en dos modalidades diferentes: en medio ácido y en medio básico, dependiendo del medio en que se lleva a cabo la reacción.

MEDIO ÁCIDO

        Se lleva a cabo agregando agua e iones H+. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un lado de la reacción se agrega uno de agua en el otro extremo. Los pasos para realizar este balanceo son los siguientes:

1. Escribir la ecuación de la reacción.
2. Asignar el número de oxidación a los átomos en ambos lados de la ecuación (aplicar la reglas de asignación del número de oxidación).
3. Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen.
4. Establecer las semi-ecuaciones iónicas parciales
5. Igualar las ecuaciones en cuanto a átomos y cargas, agregando iones positivos H+ y moléculas de H2O
6. Sumar las semi-ecuaciones iónicas parciales para obtener una única ecuación iónica parcial, igualando previamente el número de electrones en cada lado de la ecuación
7. Con los coeficientes obtenidos en la suma, balancear la ecuación general
8. Realizar los ajustes necesarios para igualar la cantidad de átomos en ambos miembros de la ecuación

Ejercicio

Paso 1: Escribir la ecuación

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Paso 2: Determinar los cambios en el número de oxidación

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Paso 3: Identificar quién se oxida y quién se reduce

Cromo:        Pasa de +3 a +6   (pierde electrones)  →    Se oxida

Bismuto:        Pasa de +5 a +3   (gana electrones) →    Se reduce

Paso 4: Establecer las semi-ecuaciones iónicas parciales

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(Ión Cr+3 pasa a ión dicromato; el ión bismutato pasa a ión Bi+3)

Paso 5: Igualar el número de átomos agregando moléculas de agua e iones H+, según corresponda

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Se agregan cargas para equilibrar ambos lados de la ecuación

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Paso 6: Igualar los electrones a ambos lados y sumar las semirreacciones resultantes

Para igualar el número de electrones, se multiplica la segunda ecuación parcial por 3, mientras que la primera permanece igual

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Se eliminan las sustancias redundantes

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Paso 7: Colocar los coeficientes en la reacción de acuerdo a los iones presentes

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Paso 8: Realizar los ajustes por tanteo

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MEDIO BÁSICO

Esta técnica se realiza agregando agua e iones OH-. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un lado de la reacción se agrega uno de agua en el otro extremo. Para efectuar el balanceo con este sistema se procede la siguiente forma:

1. Escribir la ecuación de la reacción.
2. Asignar el número de oxidación a los átomos en ambos lados de la ecuación (aplicar la reglas de asignación del número de oxidación).
3. Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen.
4. Establecer las semi-ecuaciones iónicas parciales
5. Igualar las ecuaciones en cuanto a átomos y cargas, agregando una molécula de H2O por cada oxígeno ex exceso de un lado, en el otro 2 iones OH- por cada H2O agregado
6. Sumar las semi-ecuaciones iónicas parciales para obtener una única ecuación iónica parcial, igualando previamente el número de electrones en cada lado de la ecuación
7. Con los coeficientes obtenidos en la suma, balancear la ecuación general
8. Realizar los ajustes necesarios para igualar la cantidad de átomos en ambos miembros de la ecuación

Ejercicio

Paso 1: Escribir la ecuación

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Paso 2: Determinar los cambios en el número de oxidación

[pic 21]

Paso 3: Identificar quién se oxida y quién se reduce

Azufre:        Pasa de +4 a +6   (pierde electrones)  →    Se oxida

Manganeso:        Pasa de +7 a +6   (gana electrones) →    Se reduce

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