Reacciones Redox

REACCIONES REDOX

I. CAPACIDADES:

1.1. Verifique cualitativamente los productos de una reacción de óxido- reducción.

1.2. Determine el agente oxidante y el agente reductor en una reacción redox.

1.3. Balancea las reacciones redox utilizando el método del ión –electrón.

II. FUNDAMENTO TEORICO

2.1. Reacción redox: Es aquella que implica cambios en el número de oxidación de los reactantes. Estos procesos son simultáneos, uno de oxidación y otro de reducción; ejemplo:

Zn(s) + HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)

-Oxidación: Proceso en el cual una sustancia pierde electrones o también es el aumento algebraico en el número de oxidación; así:

Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-

-Reducción: Proceso en el cual una sustancia gana electrones o también es la disminución algebraica en el número de oxidación; así:

2 H+( ac) + 2e- H2(g)

-Agente Oxidante: Sustancia que oxide a otra, y a la vez ella se reduce; ejemplos:

KMnO4 O2, K2Cr2O7

-Agente Reductor: Sustancia que reduce a otra, y a la vez ella se oxida. Ejemplo:

H2, Fe, Zn, H2O2

2.2. Balance por el método ión-electrón: Lo explicaremos en los siguientes términos:

a) Identificar los átomos que cambian en sus estados de oxidación.

b) Dividir la ecuación en 2 semireacciones, una de oxidación y en otra de reducción.

c) Balancear la materia y la parte eléctrica, Así:

• Balance los elementos que son diferentes al hidrógenos (H) y el Oxigeno (O).

• Luego balancee los átomos de H, añadiendo H2O.

• Enseguida balance los átomos de H, agregando H+.

• Por ultimo agregar cargas negativas como electrones (e), al lado mas positivo, con el propósito de igual la carga iónica neta.

d) Multiplicar cada semireaccion por el número de electrones que se ganan y se pierden respectivamente.

e) Suma las dos semireacciones y simplificar términos comunes que aparecen en ambos lados de la ecuación.

f) Toda la información obtenida trasladar a la ecuación. Hacer un conteo minucioso

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