Guia reacciones redox

GUÍA

REACCIONES REDOX EN MEDIO ÁCIDO

Curso:3º Medio

Objetivo: Determinar el equilibrio de una reacción redox en un medio ácido

Ej Cu + HNO3  Cu(NO3 ) 2 + H2 O + NO2 (Ecuación molecular)

1º Escribimos la ecuación iónica:

Cu + H+ + NO- 3  Cu+2 + NO-3 + H2 O + NO2

2º Asignamos los números de oxidación a cada átomo participante en la reacción

0 +1 +5 -2 +2 +5-2 +1 -2 +4-2

Cu + H+ + NO- 3  Cu+2 + NO-3 + H2 O + NO2

Se determina el agente oxidante con la semi-reacción de reducción y el agente reductor con la semi-reacción de oxidación

3º Escribimos las dos semi-reacciones que nos interesan, la de oxidación y reducción

S R O Cu  Cu+2

S R R NO- 3  NO2

4º Igualamos los elementos que cambian su estado de oxidación, en este caso hay un cobre en cada lado y un nitrógeno también a cada lado.

5º Agregamos en cada semi-reacción los electrones correspondientes al cambio en número de oxidación, y balanceamos cargas.

S R O Cu  Cu+2 +2e

S R R NO- 3 + e  NO2

6º Se igualan las cargas a ambos lados de cada semi- reacción, por ser un medio ácido con H+ (protones) y en el otro lado de la misma semi- reacción que se agregan los protones la mitad de moléculas de agua.

S R O Cu  Cu+2 +2e

S R R NO- 3 + e + 2H+  NO2 + H2 O

7º Igualamos el número de electrones cedidos y captados en ambas semi-reacciones, en este caso amplificamos la segunda semi-reacción por 2

S R O Cu  Cu+2 +2e

S R R 2 NO- 3 + 2e+ 4H+ 2 NO2 +2 H2 O

8º Sumamos ambas semi-reacciones eliminando términos semejantes y obtenemos la ecuación iónica balanceada

Cu+ 2 NO- 3 + 4H+  Cu+2 +2 NO2 +2 H2 O

9º Traspasamos los coeficientes logrados a la ecuación general. En el caso del HNO3 , consideramos el coeficiente mayor que se deriva de la ecuación iónica

Cu +4 HNO3  Cu(NO3 ) 2 + 2H2 O + 2NO2

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REACCIONES REDOX EN MEDIO BASICO

Curso:3º Medio

Objetivo: Determinar el equilibrio de una reacción redox en un medio básico

Ej Cl2 + Na OH  Na Cl + Na Cl O + H2 O

1º Escribimos la ecuación iónica:

Cl2 + Na+ + OH-  Na+ + Cl- + Na+ + ClO- + H2 O

2º Asignamos los números de oxidación a cada átomo participante en la reacción

0 +1 -2+1 +1 -1 +1 +1-2 +1 -2

Cl2 + Na+ + OH-  Na+ + Cl- + Na+ + ClO- + H2 O

Se determina el agente oxidante con la semi-reacción de reducción y el agente reductor con la semi-reacción de oxidación

3º Escribimos las dos semi-reacciones que nos interesan, la de oxidación y reducción

S R O Cl2  ClO-

S R R Cl2  Cl-

4º Igualamos los elementos que cambian su estado de oxidación, en este caso hay dos cloros en los reactantes de cada semirreacción por esta razón hay que

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