REACCIONES REDOX. DESARROLLO DE LAS ECUACIONES POR EL METODO ION ELECTRON
Enviado por Camila Saltos Vera • 25 de Mayo de 2017 • Informes • 47.040 Palabras (189 Páginas) • 519 Visitas
UNIVERSIDAD DE GUAYAQUIL
FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES
ESCUELA DE BIOLOGÍA, ESCUELA DE CIENCIAS GEOLOGICAS Y AMBIENTALES
GUIA DE CLASES N°:
NOMBRE DE LA ASIGNATURA | QUIMICA GENERAL APLICADA |
UNIDAD | TERMOQUÍMICA Y EL EQUILIBRIO QUÍMICO |
TEMA | REACCIONES REDOX. DESARROLLO DE LAS ECUACIONES POR EL METODO ION ELECTRON |
DURACIÓN | 2 HORAS |
PROFESOR | Dra. Olga Arévalo |
Realizará cálculos químicos – matemáticos en la titulación volumétrica de las reacciones de neutralización con precisión |
REACCION DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN [pic 1] [pic 2] [pic 3] Las reacciones de oxidación - reducción se producen en todas las áreas de la química y la bioquímica, en la tierra, en el agua de mar y ríos.
También podemos mencionar en forma general, fundamentada en el número de oxidación, se dice que un elemento se oxida si aumenta matemáticamente su número de oxidación en una reacción, si el número de oxidación de un elemento disminuye matemáticamente en una reacción, se dice que se redujo. La oxidación y la reducción se presentan siempre en forma simultánea y el número de electrones perdidos en la oxidación es igual al número de electrones ganados en la reducción. Cr2 O7= + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr +++ + 7 H2O El ion cromo se reduce de valencia 6 a 3, la diferencia es 3 electrones, como hay dos iones cromo en total sería 6 electrones, la reacción es fuertemente ácida, dado el número de iones hidrógeno. El H2O2 – peróxido de hidrógeno – se oxida a O2 – oxígeno molecular H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 e-
La valencia del oxígeno en los peróxidos es -1 y en oxígeno molecular es cero, por lo tanto hay un aumento matemáticamente de un solo electrón, como hay dos átomos de oxígeno, en total son 2 electrones. En esta reacción el peróxido de hidrógeno se oxida, por lo tanto actúa como sustancia reductora (agente reductora). H2O2 + 2 H+ + 2 e- → 2 H2 O La valencia del oxígeno en el peróxido de -1 disminuye a -2 en el oxígeno del agua. a. ¿Cómo se obtiene la valencia del no metal en una fórmula? En la fórmula del permanganato de potasio, se tiene: Valencia del potasio: +1[pic 4] Valencia del oxígeno: -2 Valencia del manganeso:? Toda molécula es neutra, por lo tanto el átomo de Manganeso tendrá la valencia de +7 Para el ácido sulfúrico, se tiene:[pic 5] Valencia del hidrógeno: +1 Valencia del oxígeno: -2 Valencia del azufre:? La valencia del átomo de azufre será de +6 Recuerdas las valencias del azufre: 4 (oso) y 6 (ico) Para el bicromato de potasio, se tiene: Valencia del potasio: + 1 Valencia del oxígeno: - 2 Valencia del cromo: ? Total - 14 + 2 = - 12 ÷ 2 = - 6 - 2 + 1 Cr2 O7 K2 La suma algebraica es – 12, divide para 2, por cuanto hay dos átomos de cromo, y solamente se necesita conocer la valencia de uno, que es + 6. Las valencias del cromo como metal: 2(oso) y 3(ico) y actúa con valencia de 6 como no metal REGLA PARA IGUALAR UNA ECUACIÓN REDOX 1.- primero se escribe la ecuación, luego se determinan los números de oxidaciones de cada átomo o molécula. 2.- se marca debajo del símbolo o de la molécula los elementos que han cambiado de valencia o de numero de oxidación es decir han sufrido de oxidación o reducción. 3.- luego se intercambian la oxidación a la reducción y reducción a la oxidación como coeficientes. 4.- finalmente iguale la ecuación química comenzando por los elementos que se han oxidado o reducido. Luego siga con los no metales, metales, oxigeno e hidrogeno, recordar que el agua en la mayoría de las ecuaciones redox es el punto de equilibrio entre reactivo y producto. a.-Los elementos en estado libre e independiente tienen un número de oxidación igual a cero asi. Al0 C0 Mg0 Na0 Sn0 Hg0 S0 Rb0 = son no metálicos excepto F20 Cl20 Br20, I2 0, N2 0, P4 0 b.- El hidrógeno tiene número de oxidación de +1 en todos los compuestos binarios y ternarios, excepto en los hidruros metálicos que tienen valencia de -1 H+1 Cl-1 H+1N+5O3-2 Fe+3H3-1 Al+3 H3-1 c.- El oxígeno tiene valencia o número de oxidación de -2 en todos los compuestos. Excepto en los peróxidos en los que tienen valencia de -1 N+2 O-2 Fe2+3 O3-2 K2+1 O2-1 Ca-2 O2-1 H2+1O2-1 d.- Todos los metales siempre funcionaran con valencia positiva. e.- en los compuestos covalentes se asignan el número de oxidación negativo al átomo mas electronegativo. f.- la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un ion poli atómico es igual a la carga del ion. SO4-2 S= +4(-2)=-2 S= -2+8 =+6 CASOS ESPECIALES QUE SE PRESENTAN EN LA IGUALACIÓN DE UNA ECUACION DE OXIDACION Y REDUCCION a.- Cuando existe un elemento biomolecular ( F2, Cl2) dentro de la ecuación ya sea en el reactivo o el producto inicie el proceso redox por dicho elemento , lo mismo con la igualación final de la ecuación. b.- cuando los números de oxidación y reducción son pares o divisibles si es posible, caso contrario no lo haga. c.- cuando los números de oxidación y reducción resultan números impares es conveniente duplicarlos para poder igualar la ecuación. d.- cuando dentro de una ecuación redox se presentan oxidaciones y reducciones en distintas molecular sumarlas. e.- cuando dentro de una misma molécula hay 2 o3 oxidaciones o reducciones súmelas. f.- cuando dentro de una misma molécula hay oxidación y reducción réstelas. g.- algunas reacciones llevan el agua en el primer miembro de la ecuación y no se representa en la ecuación esquemática para balancearla es necesario adicionar dicha molécula de agua. h.- cuando un atomo de un determinado compuesto que cambia de valencia da origen a 2 o mas compuestos diferentes , la igualación se realizará a partir del producto. i.- en el nitrato de amonio se asigna la valencia de +5 en el nitrógeno del nitrato ya que el nitrógeno el radical Amoniaco tiene valencia de -3. j.- Si el átomo oxidado y reducido se encuentra en la misma molécula, la igualación se hace a partir de miembro que posea los cambios de valencia en distintas moléculas. COMPUESTOS CON VALENCIA ARBITRARIAS a.- en los polisulfuros de hierro siempre se utilizarán valencias arbitrarias para permitir obtener un polisulfuro neutro. Fe S S azufre en estado libre [pic 6] Fe S2 2 -1 4 -2 +6 -3 +8 -4 3 -1 6 -2 Fe S2 Fe S2 Fe S2 Fe S2 Fe S3 Fe S3 b.- el ácido thio sulfúrico en algunas ocasiones también puede llevar valencias arbitrarias. +1 2 -2 H2 S2 O3 Esto es lo que sucede con el thio sulfato de sodio [pic 7][pic 8] +1 0 4 -2 NaS S O3 c.- En los compuestos orgánicos se asignan valencias a los átomos de carbono. Es decir cualquier tipo de valencia que permita obtener un compuesto eléctricamente neutro pero si el compuesto orgánico no queda neutro al asignar las valencias para conseguir este objetivo hay que descomponer la molecula luego asignar las valencias correspondientes. -1 +1 -1 -1 +1 -1 -1 +1 C6 H6 C C5 H6 C4 C2 H6 IGUALACIÓN EN COMPUESTOS CIANURADOS a.- En el ácido cianhidríco y en todos sus derivados el nitrógeno tiene valencia de -3 y el carbono de +2 y el hidrógeno +1 +1 +2 -3 H C N b.- en el acido sulfocianhidrico la valencia del azufre es de -2 nitrogeno -3 carbono +4 e hidrogeno +1 y en todos sus derivados. +1 +4 -3 -2 H C N S C.- En los ferrocianuros la valencia del hierro siempre será +2 y el nitrógeno y el carbono conservan sus valencias como compuestos cianurados. +1 +2 +2 -3 -1 K4 Fe ( C N) 6 d.- En los ferricianuros el hierro tiene valencia de +3 y los demás elementos conservan sus valencias como compuestos cianurados. +1 +3 +2 -3 -1 K4 Fe ( C N) 6 IGUALACIÓN DE ECUACIONES POR EL MÉTODO DE TANTEO
PROBLEMA ACIDO SULFUROSO MAS HIDROXIDO DE HIERRO FORMAN SULFITO DE HIERRO MAS AGUA H2SO3 + Fe(OH)3 ===== Fe2(SO3)3 + H2O 3H2SO3 + 2Fe(OH)3 ===== Fe2(SO3)3 + 6 H2O [pic 9] Acido arsénico + hidróxido áurico==== arseniato áurico+ agua
O = 7 H= 6 As= 1 Au=1
6.3 Escribir la ecuación iónica que intervengan elementos que sufren una variación del estado de oxidación.(cambio de valencia) K+ MnO4- + K+ Cl- + H2+ SO4= → Mn++ SO4= + Cl2 + H2O + K2+ SO4= 2.- Escribir la ecuación parcial para el elemento que se reduce (matemáticamente disminución del número de la valencia) de valencia 7 en el ion permanganato a valencia 2 del ion manganoso. MnO4- → Mn++ MnO4- → Mn++ + 4 H2O (igualar oxígeno) Tener presente que: por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro de la ecuación se agrega una molécula de agua. 8 H+ + MnO4- → Mn++ + 4 H2O (igualar hidrógeno) Nota: como se tiene 8 átomos de hidrógeno en el segundo miembro de la ecuación parcial, se agrega al primer miembro 8 iones de hidrógeno 8 H+ + MnO4- + 5e- → Mn++ + 4 H2O (ajuste de electrones) Nota: el manganeso en el ion permanganato tiene valencia 7 y que pasa a ion manganoso con valencia 2, la diferencia es 5. 3.- Escribir la otra ecuación parcial para el elemento que se oxida (matemáticamente, hay aumento del número de la valencia) el ion cloruro de valencia –1 pasa al otro miembro de la ecuación a cloro molecular de valencia 0. Cl- → Cl2 2 Cl- → Cl2 (ajuste atómico) Nota: Se tiene que igualar en cada miembro los átomos de cloro. 2 Cl- → Cl2 + 2e- (ajuste de electrones) 4.- Se escriben las dos ecuaciones parciales, para efectuar la relación de que el número de electrones ganados es igual número de electrones perdidos. 2 x 8 H+ + MnO4- + 5e- → Mn++ + 4H2O 5 x 2 Cl- → Cl2 + 2e- 16 H+ + 2 MnO4- + 10e- + 5Cl- → 2 Mn++ + 8 H2O + 5 Cl2 + 10e- 5.- La reacción es en medio ácido, por lo que los 16 iones hidrógeno le corresponden al ácido sulfúrico.(por cada molécula de ácido sulfúrico, se agregan 2 iones de hidrógeno 16: 2 = 8 ) Ecuación redox completa. 2 K MnO4 + 10 K Cl + 8 H2 SO4 → 2 Mn SO4 + 5 Cl2 + 8 H2O + 6 K2 SO4 Toda ecuación redox se escribe en forma iónica, porque está en medio acuoso. 6.4 En medio ácido 1.- Reducción MnO4- → Mn++ (Agente oxidante) Oxidación H2O2 → O2 (Agente reductor)
2.- Ajuste de átomos de oxígeno, hidrógeno y electrones 8 H+ + MnO4- + 5 e- → Mn++ + 4H2O H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 e- 3.- Igualación del número de electrones, el número de electrones ganados es igual al número de electrones perdidos 2 x 8 H+ + MnO4- + 5 e- → Mn++ + 4 H2O 5 x H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 e- 4.- Multiplicar 16 H+ + 2 MnO4- + 10 e- + 5 H2O2 → 2 Mn++ + 8 H2O + 5 O2 + 10 H+ + 10 e-
5.- Simplificar términos semejantes 16 H+ - 10 H+ = 6 H+ 10 e- - 10 e- = 0 Simplificado: 6 H+ + 2 MnO4- + 5 H2O2 → 2 Mn++ + 8 H2O + 5 O2 6.- Finalmente la ecuación queda como sigue:
2 K MnO4 + 5 H2O2 + 3 H2 SO4 → 2 Mn SO4 + 5 O2 + 8 H2O + K2 SO4
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Ejercicios propuestos Redox. Método ion electrón.
6.1 | CuS + HNO3 → Cu (NO3)2 + S + H2O + NO |
6.2 | KmnO4 + HCl → KCl + Mn Cl2 + H2O + Cl2 |
6.3 | Zn + HNO3 → Zn (NO3)2 + H2O + NH3 |
6.4 | H2O2 + FeCl2 + HCl → H2O + FeCl3 |
6.5 | KmnO4 + H2O2 + H2SO4 → Mn SO4 + O2 + H2O + K2SO4 |
6.6 | H2SO4 + KmnO4 + CaC2O4 → MnSO4 + H2O + CO2 + K2SO4 + CaSO4 |
6.7 | HNO3 + HI → NO + I2 + H2O |
6.8 | CdS + I2 + HCl → CdCl2 + HI + S |
6.9 | H3AsO4 + HI → H3AsO3 + I2 + H2O |
6.10 | IH + H2 O2 → H2 O + I2 |
6.11 | H2 SO4 + NaI → SO2 + I2 + H2 O + Na2 SO4 |
6.12 | Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2 O |
6.13 | Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + No + H2 O |
6.14 | SnCl2 + FeCl3 → SnCl4 + FeCl2 |
6.15 | H3AsO3 + I2 + H2O → H3AsO4 + IH |
6.16 | As2 S3 + HNO3 + H2 O → H3 AsO4 + NO + H2 SO4 |
6.17 | K2Cr2O7 + RfeCl2 + ClH → CrCl3 + KCl + FeCl3 + H2O |
6.18 | S + HNO3 → NO2 + H2SO4 + H2O |
6.19 | CrCl3 + MnO2 + H2O → MnCl2 + H2CrO4 |
6.20 | IK + H2SO4 + MnO2 → K2SO4 + H2O + I2 + MnSO4 |
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