El documento habla sobre reacciones de oxidación-reducción (redox). Define oxidación como la pérdida de electrones y reducción como la ganancia de electrones. Describe dos métodos para balancear ecuaciones redox: el método del número de oxidación y el método de la media reacción o del ión-electrón. Explica los pasos de cada método y aplica ambos para balancear varias ecuaciones de ejemplo.
Este documento presenta un método para balancear ecuaciones químicas de la formación de sales a partir de ácidos y bases. Explica que el número de iones hidrógeno, iones hidroxilo y moléculas de agua deben ser iguales. Como ejemplo, balancea la ecuación de la reacción entre el ácido nítrico y el hidróxido de aluminio para formar nitrato de aluminio y agua.
Este documento presenta 15 problemas relacionados con el cálculo de la molalidad (M) de diferentes soluciones acuosas. Los problemas involucran calcular la M cuando se conocen la masa o cantidad de moles del soluto y el volumen de la solución, y viceversa, calcular la masa, volumen o cantidad de moles cuando se conoce la M y uno de los otros factores.
La guía presenta diferentes experiencias para reconocer elementos químicos como carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno presentes en compuestos orgánicos a través de métodos cualitativos. Se explican procedimientos para determinar la presencia de estos elementos como la combustión de sustancias y el análisis de gases desprendidos. También incluye demostraciones sobre la obtención de acetileno y destilación simple y por arrastre de vapor para separar mezclas.
Este documento describe los principios de la calorimetría a presión constante y presenta varios casos de estudio para calcular cantidades de calor involucradas en reacciones químicas como la fusión, disolución y neutralización. También calcula valores de cambios de energía y entalpía para la combustión del ácido benzoico.
El documento describe un experimento para separar el agua en sus componentes de hidrógeno y oxígeno mediante electrolisis. Se construyó un aparato de Hoffman utilizando jeringas y se llenó con agua salina. Al aplicar una corriente eléctrica, el agua se descompuso con hidrógeno formándose en mayor cantidad en el cátodo y oxígeno en menor cantidad en el ánodo. El experimento confirmó que el agua es un compuesto que puede separarse en sus elementos a través de una reacción electroquímica.
Este documento trata sobre la nomenclatura inorgánica. Explica definiciones clave como número de oxidación y función química. Describe los diferentes sistemas de nomenclatura como sistemática, Stock y tradicional. También cubre la clasificación de elementos, compuestos binarios, ternarios y cuaternarios, así como diferentes tipos de compuestos como óxidos, sales y otros.
Nomenclatura Y ObtencióN De Los Compuestos InorgáNicosguestbc953c5
El documento proporciona información sobre la nomenclatura y obtención de compuestos inorgánicos. Explica los diferentes tipos de nomenclatura como sistemática, tradicional y Stock. También describe la clasificación de compuestos binarios, ternarios y cuaternarios, así como ejemplos de óxidos, hidruros, hidrácidos y sales.
Este documento presenta un método para balancear ecuaciones químicas de la formación de sales a partir de ácidos y bases. Explica que el número de iones hidrógeno, iones hidroxilo y moléculas de agua deben ser iguales. Como ejemplo, balancea la ecuación de la reacción entre el ácido nítrico y el hidróxido de aluminio para formar nitrato de aluminio y agua.
Este documento presenta 15 problemas relacionados con el cálculo de la molalidad (M) de diferentes soluciones acuosas. Los problemas involucran calcular la M cuando se conocen la masa o cantidad de moles del soluto y el volumen de la solución, y viceversa, calcular la masa, volumen o cantidad de moles cuando se conoce la M y uno de los otros factores.
La guía presenta diferentes experiencias para reconocer elementos químicos como carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno presentes en compuestos orgánicos a través de métodos cualitativos. Se explican procedimientos para determinar la presencia de estos elementos como la combustión de sustancias y el análisis de gases desprendidos. También incluye demostraciones sobre la obtención de acetileno y destilación simple y por arrastre de vapor para separar mezclas.
Este documento describe los principios de la calorimetría a presión constante y presenta varios casos de estudio para calcular cantidades de calor involucradas en reacciones químicas como la fusión, disolución y neutralización. También calcula valores de cambios de energía y entalpía para la combustión del ácido benzoico.
El documento describe un experimento para separar el agua en sus componentes de hidrógeno y oxígeno mediante electrolisis. Se construyó un aparato de Hoffman utilizando jeringas y se llenó con agua salina. Al aplicar una corriente eléctrica, el agua se descompuso con hidrógeno formándose en mayor cantidad en el cátodo y oxígeno en menor cantidad en el ánodo. El experimento confirmó que el agua es un compuesto que puede separarse en sus elementos a través de una reacción electroquímica.
Este documento trata sobre la nomenclatura inorgánica. Explica definiciones clave como número de oxidación y función química. Describe los diferentes sistemas de nomenclatura como sistemática, Stock y tradicional. También cubre la clasificación de elementos, compuestos binarios, ternarios y cuaternarios, así como diferentes tipos de compuestos como óxidos, sales y otros.
Nomenclatura Y ObtencióN De Los Compuestos InorgáNicosguestbc953c5
El documento proporciona información sobre la nomenclatura y obtención de compuestos inorgánicos. Explica los diferentes tipos de nomenclatura como sistemática, tradicional y Stock. También describe la clasificación de compuestos binarios, ternarios y cuaternarios, así como ejemplos de óxidos, hidruros, hidrácidos y sales.
El documento describe los métodos para nombrar compuestos iónicos, ácidos, sales y otros compuestos químicos. Explica que los hidróxidos son combinaciones de un metal con el ión OH-, los ácidos contienen hidrógeno y un elemento central con una valencia determinada, y las sales binarias contienen dos elementos. También proporciona ejemplos para completar tablas con la fórmula, nomenclatura sistemática y nombre común de varios compuestos.
La nomenclatura de óxidos se refiere a las reglas para nombrar compuestos formados por la combinación de un metal o no metal con oxígeno. Según estas reglas, el símbolo del elemento menos electronegativo se escribe primero, seguido del más electronegativo, y se nombran en orden inverso. Algunos ejemplos comunes son el monóxido de monocobre (CuO), el trióxido de mononiquel (NiO3), y el trióxido de dihierro (Fe2O3).
Este documento trata sobre la estequiometría de las reacciones químicas. Explica conceptos como la conservación de la masa, el uso de moles para calcular cantidades de sustancias, y cómo balancear ecuaciones químicas. También cubre cálculos estequiométricos como determinar masas y volúmenes de productos a partir de cantidades dadas de reactivos.
Estudio de las propiedades de los compuestos iónicos y covalentesVianey Ruiz
Este documento describe un experimento para deducir el tipo de enlace (iónico o covalente) en diferentes compuestos basado en sus propiedades. Se realizan pruebas de solubilidad, conductividad eléctrica y punto de fusión en compuestos como naftaleno, sal, azúcar y sulfato de cobre usando agua y cloroformo como solventes. Los resultados muestran que los compuestos iónicos son generalmente solubles en agua, conducen electricidad en solución y tienen puntos de fusión más altos, mientras que los compuest
Este documento explica las reacciones de oxidación-reducción (REDOX), que son importantes para procesos biológicos como la respiración celular y la generación de energía. Las reacciones REDOX involucran la transferencia de electrones entre especies, donde la especie que pierde electrones se oxida y la que los gana se reduce. Estas reacciones ocurren en una variedad de procesos químicos como la corrosión, combustión y generación de electricidad.
Este documento resume los pasos para ajustar una reacción redox utilizando el método del ion-electrón en un medio básico. Explica cómo calcular los números de oxidación, identificar las semirreacciones de oxidación y reducción, ajustar cada semirreacción de forma independiente y equilibrar las cargas añadiendo electrones. El objetivo final es obtener la reacción redox global balanceada.
Este documento describe las reacciones de formación de iones complejos metálicos, incluyendo ejemplos como Cu+2 + 4NH3 = Cu(NH3)4+2 y Zn+2 + 4OH- = Zn(OH)4-2. Explica que los iones de transición forman los iones complejos más estables y que la carga del ion complejo es la suma de las cargas del catión y los ligantes. También resume la nomenclatura y estabilidad de los iones complejos.
El documento presenta varios ejercicios sobre el concepto de cifras significativas en mediciones y cálculos matemáticos. Explica la diferencia entre 4,0g y 4,00g en términos de cifras significativas y calcula el área de un triángulo. También determina la densidad de un gas a partir de datos de masa y volumen y lista ejemplos de cifras significativas en diferentes valores numéricos. Por último, realiza operaciones matemáticas preservando el número de cifras significativas en la respuesta.
Este documento presenta los contenidos de la unidad 9 de química orgánica. Incluye la caracterización del carbono, tipos de hibridación y enlaces, formulación y nomenclatura de compuestos orgánicos con dos grupos funcionales, reactividad de compuestos orgánicos a través de efectos inductivos y de resonancia, y tipos de reacciones orgánicas como sustitución, adición, eliminación y oxidación-reducción. También cubre otras reacciones como combustión, esterificación, saponificación y
El documento describe el proceso de determinar la fórmula empírica y molecular de la vitamina C a través de un experimento de quemar una muestra. La fórmula empírica calculada es C3H4O3. La fórmula molecular se determina a ser C6H8O6 porque su peso molecular de 176g/mol está dentro del rango dado de 150-200g/mol.
El documento habla sobre los metales de transición. Estos elementos se encuentran en los bloques d y f de la tabla periódica y tienen propiedades como puntos de ebullición y fusión altos, diversos estados de oxidación, y la capacidad de formar iones coloreados. Algunos ejemplos de metales de transición son el hierro, cobre, cromo, y molibdeno.
Este documento describe la estructura, clasificación, nomenclatura, fuentes, propiedades físicas y reactividad de los haluros de alquilo. Explica que los haluros de alquilo contienen un átomo de halógeno unido a un grupo alquilo, y que su reactividad depende del efecto inductivo y sustitución del halógeno. También resume sus usos comunes como disolventes, plaguicidas e intermedios de síntesis.
Este documento presenta 13 reacciones químicas que deben ser balanceadas por el método de tanteo o prueba y error. El documento también incluye una tabla con 16 reacciones clasificadas como síntesis, descomposición, sustitución simple, sustitución doble o combustión. El objetivo es balancear las ecuaciones químicas y clasificar los tipos de reacciones.
Este documento describe las propiedades de los ácidos y las bases según diferentes teorías como las de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Explica que los ácidos producen iones hidronio en solución acuosa mientras que las bases producen iones hidroxilo. También diferencia entre ácidos y bases fuertes y débiles dependiendo de su capacidad de ionización.
La química de los metales de trasición y los compuestos de coordinación Ângel Noguez
Este documento trata sobre los metales de transición y los compuestos de coordinación. Explica los estados de oxidación de los metales de transición, la energía de ionización, los números de oxidación en compuestos específicos, y la nomenclatura y estructura de los compuestos de coordinación. También discute los enlaces en los compuestos de coordinación, incluyendo el desdoblamiento del campo cristalino, las series estequiométricas de ligandos, y el acoplamiento espín-órbita.
El documento describe diferentes tipos de curvas de titulación ácido-base, incluyendo la titulación de ácidos fuertes, débiles, bases débiles y ácidos polipróticos con bases fuertes. Explica cómo el pH varía a lo largo de cada curva y en qué puntos ocurren las equivalencias químicas.
Identificación de cationes Mediante el análisis a la flamaAyleen_barcenas
Este documento describe un procedimiento para identificar cationes mediante el análisis a la flama. Los estudiantes observaron la coloración producida al introducir muestras de sales en una llama, lo que les permitió identificar los cationes presentes como sodio, potasio, calcio, cobre y bario.
Este documento explica los conceptos básicos de la nomenclatura química. Introduce los tres sistemas de nomenclatura reconocidos por la IUPAC y se enfoca en explicar el sistema tradicional. Explica cómo nombrar y escribir las fórmulas de óxidos, anhídridos, hidróxidos y oxácidos siguiendo reglas sobre los números de oxidación de los elementos.
Resolucion problemas equilibrio quimicoJosé Miranda
Este documento presenta 14 ejercicios sobre equilibrio químico. Los ejercicios cubren temas como:
1) Expresiones de las constantes de equilibrio KC y KP para diferentes reacciones.
2) Cálculo de constantes de equilibrio basado en datos experimentales de concentraciones o presiones de equilibrio.
3) Determinación de si un sistema está en equilibrio o no, y la dirección de desplazamiento si no lo está.
4) Cálculo de concentraciones o presiones de equilibrio para sistemas dados inicialmente
El documento presenta información sobre reacciones redox, incluyendo conceptos como oxidación, reducción, números de oxidación, oxidantes, reductores y métodos para balancear reacciones redox. Explica que las reacciones redox involucran la transferencia de electrones entre sustancias, causando un cambio en su estado de oxidación.
Tema 10 - Reacciones de transferencia de electronesJosé Miranda
Este documento trata sobre las reacciones de oxidación-reducción. Explica que estas reacciones implican la transferencia de electrones entre sustancias, con una actuando como oxidante y otra como reductora. También define los conceptos de número de oxidación y cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ion-electrón. Finalmente, cubre cómo realizar valoraciones redox.
El documento describe los métodos para nombrar compuestos iónicos, ácidos, sales y otros compuestos químicos. Explica que los hidróxidos son combinaciones de un metal con el ión OH-, los ácidos contienen hidrógeno y un elemento central con una valencia determinada, y las sales binarias contienen dos elementos. También proporciona ejemplos para completar tablas con la fórmula, nomenclatura sistemática y nombre común de varios compuestos.
La nomenclatura de óxidos se refiere a las reglas para nombrar compuestos formados por la combinación de un metal o no metal con oxígeno. Según estas reglas, el símbolo del elemento menos electronegativo se escribe primero, seguido del más electronegativo, y se nombran en orden inverso. Algunos ejemplos comunes son el monóxido de monocobre (CuO), el trióxido de mononiquel (NiO3), y el trióxido de dihierro (Fe2O3).
Este documento trata sobre la estequiometría de las reacciones químicas. Explica conceptos como la conservación de la masa, el uso de moles para calcular cantidades de sustancias, y cómo balancear ecuaciones químicas. También cubre cálculos estequiométricos como determinar masas y volúmenes de productos a partir de cantidades dadas de reactivos.
Estudio de las propiedades de los compuestos iónicos y covalentesVianey Ruiz
Este documento describe un experimento para deducir el tipo de enlace (iónico o covalente) en diferentes compuestos basado en sus propiedades. Se realizan pruebas de solubilidad, conductividad eléctrica y punto de fusión en compuestos como naftaleno, sal, azúcar y sulfato de cobre usando agua y cloroformo como solventes. Los resultados muestran que los compuestos iónicos son generalmente solubles en agua, conducen electricidad en solución y tienen puntos de fusión más altos, mientras que los compuest
Este documento explica las reacciones de oxidación-reducción (REDOX), que son importantes para procesos biológicos como la respiración celular y la generación de energía. Las reacciones REDOX involucran la transferencia de electrones entre especies, donde la especie que pierde electrones se oxida y la que los gana se reduce. Estas reacciones ocurren en una variedad de procesos químicos como la corrosión, combustión y generación de electricidad.
Este documento resume los pasos para ajustar una reacción redox utilizando el método del ion-electrón en un medio básico. Explica cómo calcular los números de oxidación, identificar las semirreacciones de oxidación y reducción, ajustar cada semirreacción de forma independiente y equilibrar las cargas añadiendo electrones. El objetivo final es obtener la reacción redox global balanceada.
Este documento describe las reacciones de formación de iones complejos metálicos, incluyendo ejemplos como Cu+2 + 4NH3 = Cu(NH3)4+2 y Zn+2 + 4OH- = Zn(OH)4-2. Explica que los iones de transición forman los iones complejos más estables y que la carga del ion complejo es la suma de las cargas del catión y los ligantes. También resume la nomenclatura y estabilidad de los iones complejos.
El documento presenta varios ejercicios sobre el concepto de cifras significativas en mediciones y cálculos matemáticos. Explica la diferencia entre 4,0g y 4,00g en términos de cifras significativas y calcula el área de un triángulo. También determina la densidad de un gas a partir de datos de masa y volumen y lista ejemplos de cifras significativas en diferentes valores numéricos. Por último, realiza operaciones matemáticas preservando el número de cifras significativas en la respuesta.
Este documento presenta los contenidos de la unidad 9 de química orgánica. Incluye la caracterización del carbono, tipos de hibridación y enlaces, formulación y nomenclatura de compuestos orgánicos con dos grupos funcionales, reactividad de compuestos orgánicos a través de efectos inductivos y de resonancia, y tipos de reacciones orgánicas como sustitución, adición, eliminación y oxidación-reducción. También cubre otras reacciones como combustión, esterificación, saponificación y
El documento describe el proceso de determinar la fórmula empírica y molecular de la vitamina C a través de un experimento de quemar una muestra. La fórmula empírica calculada es C3H4O3. La fórmula molecular se determina a ser C6H8O6 porque su peso molecular de 176g/mol está dentro del rango dado de 150-200g/mol.
El documento habla sobre los metales de transición. Estos elementos se encuentran en los bloques d y f de la tabla periódica y tienen propiedades como puntos de ebullición y fusión altos, diversos estados de oxidación, y la capacidad de formar iones coloreados. Algunos ejemplos de metales de transición son el hierro, cobre, cromo, y molibdeno.
Este documento describe la estructura, clasificación, nomenclatura, fuentes, propiedades físicas y reactividad de los haluros de alquilo. Explica que los haluros de alquilo contienen un átomo de halógeno unido a un grupo alquilo, y que su reactividad depende del efecto inductivo y sustitución del halógeno. También resume sus usos comunes como disolventes, plaguicidas e intermedios de síntesis.
Este documento presenta 13 reacciones químicas que deben ser balanceadas por el método de tanteo o prueba y error. El documento también incluye una tabla con 16 reacciones clasificadas como síntesis, descomposición, sustitución simple, sustitución doble o combustión. El objetivo es balancear las ecuaciones químicas y clasificar los tipos de reacciones.
Este documento describe las propiedades de los ácidos y las bases según diferentes teorías como las de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Explica que los ácidos producen iones hidronio en solución acuosa mientras que las bases producen iones hidroxilo. También diferencia entre ácidos y bases fuertes y débiles dependiendo de su capacidad de ionización.
La química de los metales de trasición y los compuestos de coordinación Ângel Noguez
Este documento trata sobre los metales de transición y los compuestos de coordinación. Explica los estados de oxidación de los metales de transición, la energía de ionización, los números de oxidación en compuestos específicos, y la nomenclatura y estructura de los compuestos de coordinación. También discute los enlaces en los compuestos de coordinación, incluyendo el desdoblamiento del campo cristalino, las series estequiométricas de ligandos, y el acoplamiento espín-órbita.
El documento describe diferentes tipos de curvas de titulación ácido-base, incluyendo la titulación de ácidos fuertes, débiles, bases débiles y ácidos polipróticos con bases fuertes. Explica cómo el pH varía a lo largo de cada curva y en qué puntos ocurren las equivalencias químicas.
Identificación de cationes Mediante el análisis a la flamaAyleen_barcenas
Este documento describe un procedimiento para identificar cationes mediante el análisis a la flama. Los estudiantes observaron la coloración producida al introducir muestras de sales en una llama, lo que les permitió identificar los cationes presentes como sodio, potasio, calcio, cobre y bario.
Este documento explica los conceptos básicos de la nomenclatura química. Introduce los tres sistemas de nomenclatura reconocidos por la IUPAC y se enfoca en explicar el sistema tradicional. Explica cómo nombrar y escribir las fórmulas de óxidos, anhídridos, hidróxidos y oxácidos siguiendo reglas sobre los números de oxidación de los elementos.
Resolucion problemas equilibrio quimicoJosé Miranda
Este documento presenta 14 ejercicios sobre equilibrio químico. Los ejercicios cubren temas como:
1) Expresiones de las constantes de equilibrio KC y KP para diferentes reacciones.
2) Cálculo de constantes de equilibrio basado en datos experimentales de concentraciones o presiones de equilibrio.
3) Determinación de si un sistema está en equilibrio o no, y la dirección de desplazamiento si no lo está.
4) Cálculo de concentraciones o presiones de equilibrio para sistemas dados inicialmente
El documento presenta información sobre reacciones redox, incluyendo conceptos como oxidación, reducción, números de oxidación, oxidantes, reductores y métodos para balancear reacciones redox. Explica que las reacciones redox involucran la transferencia de electrones entre sustancias, causando un cambio en su estado de oxidación.
Tema 10 - Reacciones de transferencia de electronesJosé Miranda
Este documento trata sobre las reacciones de oxidación-reducción. Explica que estas reacciones implican la transferencia de electrones entre sustancias, con una actuando como oxidante y otra como reductora. También define los conceptos de número de oxidación y cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ion-electrón. Finalmente, cubre cómo realizar valoraciones redox.
Este documento trata sobre las reacciones de transferencia de electrones. Explica conceptos clave como oxidación, reducción, oxidante, reductor y número de oxidación. También cubre cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ion-electrón y cómo realizar valoraciones redox.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (reacciones redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox tanto en medio ácido como básico. También cubre temas como valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (reacciones redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox como la electrólisis del cloruro de sodio y la siderurgia.
El documento describe reacciones redox (de transferencia de electrones), incluyendo conceptos como oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Explica cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ion-electrón y aplicarlo a reacciones en medios ácidos y básicos. También cubre potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento presenta el método del ion-electrón para balancear ecuaciones redox. Explica que este método involucra iones, electrones y agua debido a que la mayoría de las reacciones ocurren en medio acuoso. Además, describe las etapas para escribir semirreacciones de oxidación y reducción de manera balanceada, incluyendo el uso de protones, electrones y agua. Finalmente, indica cómo combinar dos semirreacciones de oxidación y reducción para representar una reacción redox completa.
Este documento presenta el método del ion-electrón para balancear ecuaciones redox. Explica que este método involucra iones, electrones y especies acuosas como H+ y H2O. Describe cómo escribir semirreacciones de oxidación y reducción de manera individual y cómo combinarlas para balancear ecuaciones redox completas. Incluye ejemplos detallados del proceso de balanceo paso a paso.
Este documento trata sobre las reacciones de transferencia de electrones o reacciones redox. Explica conceptos clave como el estado de oxidación, oxidación y reducción, y describe cómo ajustar ecuaciones redox. También cubre temas como pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de las reacciones redox.
1. Los procesos de oxidación-reducción (redox) involucran la transferencia de electrones entre átomos durante reacciones químicas, lo que causa cambios en sus números de oxidación.
2. La oxidación implica la pérdida de electrones por un elemento, mientras que la reducción implica la ganancia de electrones.
3. Los pasos para balancear una ecuación redox incluyen asignar números de oxidación, identificar los elementos que cambian su número, escribir semirreacciones, igualar electrones transferidos y sumar las sem
1. Los procesos de oxidación-reducción (redox) involucran la transferencia de electrones entre átomos durante reacciones químicas, lo que causa cambios en sus números de oxidación.
2. La oxidación implica la pérdida de electrones por un átomo, mientras que la reducción implica la ganancia de electrones.
3. Los pasos para balancear ecuaciones redox incluyen asignar números de oxidación, identificar cambios, escribir semirreacciones del agente oxidante y reductor, y sumar las semirreacc
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Define conceptos clave como número de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Explica cómo ajustar ecuaciones redox, incluyendo en medios ácidos y básicos. También cubre corrosión y protección catódica.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
El documento trata sobre las reacciones redox. Explica que inicialmente se consideraba la oxidación como la ganancia de oxígeno y la reducción como la pérdida de oxígeno, pero que actualmente se define la oxidación como la pérdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones. También describe los conceptos de potencial de reducción, escala de potenciales y pilas voltaicas.
Descripción de los pasos a seguir para ajustar una reacción redox por el método del ión electrón tanto en media ácido como básico. Está para un nivel de 2º de bachillerato
Este documento presenta información sobre reacciones redox (de transferencia de electrones). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. También cubre temas como el ajuste de ecuaciones redox, valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento resume los principales conceptos relacionados con los equilibrios de oxidación-reducción (redox) en 2o de bachillerato de química. Explica los conceptos clave como estado de oxidación, oxidación y reducción, ajuste de ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón, valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción y aplicaciones industriales como la corrosión y protección catódica.
Equipo 4. Mezclado de Polímeros quimica de polimeros.pptxangiepalacios6170
Presentacion de mezclado de polimeros, de la materia de Quimica de Polímeros ultima unidad. Se describe la definición y los tipos de mezclado asi como los aditivos usados para mejorar las propiedades de las mezclas de polimeros
ESPERAMOS QUE ESTA INFOGRAFÍA SEA UNA HERRAMIENTA ÚTIL Y EDUCATIVA QUE INSPIRE A MÁS PERSONAS A ADENTRARSE EN EL APASIONANTE CAMPO DE LA INGENIERÍA CIVIŁ. ¡ACOMPAÑANOS EN ESTE VIAJE DE APRENDIZAJE Y DESCUBRIMIENTO
1. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN (REDOX)
Hasta ahora usted ha balanceado ecuaciones químicas sencillas por simple inspección o tanteo. Muchas
ecuaciones son demasiado complejas para que este procedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico.
Las reacciones de óxido-reducción comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y en
estos casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. Este capítulo esta dedicado a los
métodos comúnmente usados para el balanceo de estas ecuaciones, a saber: el método del número de
oxidación y el método de la media reacción (o del ión-electrón).
Antes de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones REDOX daremos unas
definiciones importantes:
Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-
. En este caso el
número de oxidación de la especie que se oxida tiende a aumentar.
Ejemplo: Fe0
Fe2+
+ 2e-
(Oxidación)
o
C C+4
+ 4e-
(Oxidación)
SO3
2-
SO4
2-
+ 2e-
(Oxidación)
Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e-
. En este caso el
número de oxidación de la especie que reduce disminuye.
Ejemplo: NO3
1-
+ 2e-
NO2
1-
(Reducción)
N+5
+ 2e-
N+3
(Reducción)
Cl2
0
+ 2e-
2 Cl1-
(reducción)
Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-
) provocando la oxidación de otra.
Ejemplo: el hierro metálico (Fe0
), el carbono (C0
) y el sulfito de los ejemplos anteriores.
Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-
) provocando la reducción de otra.
Ejemplo: el nitrato, el ion N5+
y el cloro elemental (Cl2
0
) de los ejemplos anteriores.
En una reacción REDOX siempre habrá una sustancia que se oxida (pierde e –
) para que otra pueda reducirse
(ganar e –
), es decir, habrá un agente reductor y un agente oxidante. Algunas veces es una misma sustancia la
que se oxida y se reduce a la vez, en este caso se trata de una dismutación. Muchas de las reacciones que
hemos visto son realmente reacciones de oxidación – reducción, ya que si calculamos los números de
oxidación de cada uno de los átomos o iones involucrados en la reacción encontraremos que a varios les ha
cambiado su número de oxidación. Algunos autores tienden a clasificar los tipos de reacciones como:
Reacciones Ácido – Base (Neutralización)
Reacciones de Precipitación (básicamente las de Doble desplazamiento)
Reacciones REDOX:
o De Combinación
o De Descomposición
o De desplazamiento
1
2. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
o Reacciones más “complejas” que las anteriores (incluyendo las de dismutación serán
estudiadas a continuación)
La única manera segura de identificar un proceso REDOX es comparando los números de oxidación
de todos los elementos presentes en los reactivos y productos, cualquier cambio en el número de
oxidación garantiza que la reacción es REDOX.
Recordemos las siguientes reglas sobre el cálculo de los números de oxidación:
1) La suma de los números de oxidación de todos los átomos que forman un compuesto siempre debe ser
igual a cero (Ʃ = 0).
2) La suma de los números de oxidación de todos los átomos que forman un ion poliatómico siempre debe
ser igual a la carga de dicho ion (Ʃ = carga).
3) El número de oxidación de todo elemento que se encuentre en estado libre, o sea sin combinarse con
ningún otro elemento, es cero (0). Ejemplo: Fe, Cu, H2, O2, Cl2, etc.
4) El número de oxidación del oxígeno es, por lo general, 2 – (en los óxidos y en los iones poliatómicos).
Son algunas excepciones: en el ion peróxido (O2
2 –
) donde su número de oxidación es 1 – y en el ion
superóxido (O2
1 –
) donde su número de oxidación es – 1/2.
5) El hidrógeno tiene número de oxidación igual a 1+, excepto cuando está enlazado con metales en
compuestos binarios (hidruros) donde su número de oxidación es 1 –. Ejemplo: NaH, CaH2, etc.
6) En el caso de los halógenos el número de oxidación del flúor en todos sus compuestos es 1 –, sin embargo
Cl, Br, I pueden tener número de oxidación 1 – cuando son halogenuros o 1+, 3+, 5+ y 7+ cuando aparecen
en sus respectivos iones poliatómicos.
Haga la prueba con las siguientes ecuaciones, identifique las especies que se oxidan y se reducen, señale el
agente oxidante y el agente reductor:
1. HNO3 + CdS → Cd(NO3)2 + NO + S + H2O
2. KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
3. FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl
4. K2Cr2O7 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O + O2
5. Fe2O3 + CO → Fe + CO2
2
3. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
6. NH4
+
+ NO2ˉ → N2 + H2O
7. FeCl3 + Zn → FeCl2 + ZnCl2
8. Fe + H+
+ ClO4ˉ → Fe3+
+ Cl2 + H2O
9. PbS + HNO3 → Pb(NO3)2 + NO2 + S + H2O
10. Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4(NO3) + H2O
11. S2O3
2
ˉ + I2 + OHˉ → SO4
2
ˉ + Iˉ H2O
12. NaClO + NaI + HCl → NaCl + I2 + H2O
13. KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
14. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + KHSO4 + O2 + H2O
15. K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl → CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O
Todas estas ecuaciones son REDOX, ya que en cada una de ellas ha cambiado el número de oxidación de
algunos iones, es decir ha habido transferencia de electrones. Pretender balancearlas por tanteo o simple
inspección es una misión “casi imposible”. Para su balance se pueden utilizar los dos métodos que veremos a
continuación, pero es imprescindible distinguir entre un método y el otro para evitar confundirse al momento
de aplicar los pasos de cada uno de ellos.
3
4. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
MÉTODO ELECTRÓN VALENCIA (DEL No. DE OXIDACIÓN)
Recibe este nombre porque para aplicarlo hay que revisar los números de oxidación (valencias) de cada
elemento en la ecuación para posteriormente saber que especie se oxidó y cual se redujo. Podemos resumir
los pasos de este método así:
1) Calcular los números de oxidación de cada uno de los elementos que aparecen tanto en los reactivos como
en los productos de la ecuación. Esto permite identificar las especies oxidada y reducida.
2) Se escriben las semi – reacciones de oxidación y de reducción para las especies identificadas en el paso
anterior. Recordemos que en la oxidación los electrones se colocan como productos porque se han liberado,
mientras que en la reducción los electrones deben ir a la derecha porque se requieren (reactivos) para que se
de la misma.
3) Se iguala la cantidad de electrones que se perdieron en la oxidación con la cantidad de electrones que se
ganaron en la reducción, para ello se tendrá que multiplicar cada semi – reacción por los coeficientes
apropiados.
4) Se suman las dos semi – reacciones (de oxidación y reducción). Esto significa que a la izquierda de la
ecuación deberán quedar el agente reductor y el agente oxidante, mientras que a la derecha deberán quedar
los productos de la oxidación y la reducción de estas especies. Al sumar las semi – reacciones se simplifica
la cantidad de electrones perdidos y ganados (esto garantiza que los electrones han sido transferidos
cuantitativamente, no pueden faltar ni sobrar e –
).
5) Los coeficientes obtenidos en el paso anterior sirven para ajustar la ecuación original, no obstante, en la
mayoría de las reacciones es necesario terminar el balance por simple inspección o tanteo. Precisamente esta
es la desventaja de este método en comparación con el método ion – electrón que veremos más adelante.
Apliquemos estos pasos para balancear algunos ejemplos:
1. HNO3 + CdS → Cd(NO3)2 + NO + S + H2O
Calculando todos los números de oxidación tendremos:
1+ 5+ 2- 2+ 2- 2+ 5+ 2- 2+ 2- 0 1+ 2-
HNO3 + CdS → Cd(NO3)2 + NO + S + H2O
Las especies que han cambiado son: N5+
a N2+
y S2 –
a S0
. Por consiguiente las correspondientes semi –
reacciones son:
N5+
→ N2+
(Reducción)
S2 –
→ S0
(Oxidación)
Colocándoles la cantidad de electrones perdidos y ganados en cada caso tendremos:
N5+
+ 3e–
→ N2+
(Reducción)
S2 –
→ S0
+ 2e –
(Oxidación)
Vemos que para igualar la cantidad de electrones transferidos tenemos que multiplicar la semi – reacción de
reducción por 2 y la semi – reacción de oxidación por 3:
2 x (N5+
+ 3e –
→ N2+
) (Reducción)
3 x (S2 –
→ S0
+ 2e –
) (Oxidación)
Quedándonos después:
2 N5+
+ 6e–
→ 2 N2+
(Reducción)
3 S2 –
→ 3 S0
+ 6e –
(Oxidación)
Al sumar las dos semi – reacciones nos quedará:
2 N5+
+ 3 S2 –
→ 2 N2+
+ 3 S0
Si colocamos estos coeficientes en la ecuación original nos quedará:
4
5. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
2 HNO3 + 3 CdS → Cd(NO3)2 + 2 NO + 3 S + H2O
Luego terminamos de balancear por simple inspección:
8 HNO3 + 3 CdS → 3 Cd(NO3)2 + 2 NO + 3 S + 4 H2O
2. KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
1+ 1- 1+ 7+ 2- 1+ 6+ 2- 0 2+ 6+ 2- 1+ 6+ 2- 1+ 2-
I1 –
→ I2
0
(Oxidación)
Mn7+
→ Mn2+
(Reducción)
Antes de seguir los pasos indicados debemos igualar los átomos de cloro:
2 I1 –
→ I2
0
(Oxidación)
Mn7+
→ Mn2+
(Reducción)
Aplicando los pasos del método tendremos:
2 I1 –
→ I2
0
+ 2e –
(Oxidación)
Mn7+
+ 5 e –
→ Mn2+
(Reducción)
------------------------------------------------------
5 x (2 I1 –
→ I2
0
+ 2e –
) (Oxidación)
2 x (Mn7+
+ 5 e –
→ Mn2+
) (Reducción)
----------------------------------------------------------------
10 I1 –
→ 5 I2
0
+ 10e –
(Oxidación)
2 Mn7+
+ 10 e –
→ 2 Mn2+
(Reducción)
-------------------------------------------------------
10 I1 –
+ 2 Mn7+
→ 5 I2
0
+ 2 Mn2+
La ecuación ya balanceada es:
10 KI + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 → 5 I2 + 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O
De formas muy similares se pueden ajustar todos los ejemplos de ecuaciones REDOX que vimos
anteriormente. Haga la prueba:
1) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
2) PbS + HNO3 → Pb(NO3)2 + NO2 + S + H2O
MÉTODO DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓN
Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y sales (electrolitos):
Para ello tenemos que los ácidos se disocian en H+
y el anión negativo.
Ejemplo:
HNO3 se disocia en H+
. NO3
-
5
6. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
H2SO4 se disocia en 2 H+
. SO4
-2
H3PO4 se disocia en 3 H+
. PO4
-3
Las sales se disocian en el catión positivo y el OH-
Ejemplo:
NaOH se disocia en Na+
.OH-
Mg(OH)2 se disocia en Mg+2
. 2 OH-
Al(OH)3 se disocia en Al+3
. 3 OH-
Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo.
Ejemplo:
Ag Cl se disocia en Ag+
.Cl-
AgNO3 se disocia en Ag+
.NO3
-
Cu(NO3)2 se disocia en Cu+2
.2 NO3
-
Al2(SO4)3 se disocia en 2 Al+3
. 3 SO4
-2
El método del ión-electrón es, en general, un poco más largo (pero no más difícil) que el del número de
oxidación; sin embargo, por ser más sistemático, es menos probable que conduzca a error. Además este
método es más práctico cuando se trate de balancear ecuaciones iónicas, que el método del número de
oxidación y se evita estar calculando los números de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se
oxida y cuál se reduce, ya que aquí se oxida el que pierda e-
, es decir, la ecuación donde aparezcan los e-
,
hacia la derecha; y se reduce el que gane e-
, es decir la ecuación donde aparezcan los e-
, hacia la izquierda.
En este método se trabaja con las especies disociadas, que por lo general son iones monoatómicos e iones
poliatómicos.
PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN
1. Si la ecuación está en forma molecular hay que pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que
los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos,
bases y sales).
Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:
I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular)
Se pasa a la forma iónica;
0 0 0
I2 + H+
NO3
-
H+
lO3
-
+ NO + H2O (Iónica)
2. Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente
reductor.
0
I2 lO3
-
NO3
-
NO
3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos a los de H y O (se balancearán pronto):
0
I2 2lO3
-
6
7. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
NO3
-
NO
4. Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:
0
I2 + 6H2O 2lO3
-
NO3
-
NO + 2 H2O
5. Igualar los átomos de hidrógenos, colocando iones H+
(iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.
0
I2 + 6H2O 2lO3
-
+ 12H+
NO3
-
+ 4H+
NO + 2H2O
6. Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e-
en el miembro deficiente en
carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)
0 0 -2 +12 = +10 – 10 = 0
I2 + 6H2O 2lO3
-
+ 12H+
+ 10 e-
(oxidación)
-1 +4 = +3 – 3 = 0 o 0
NO3
-
+ 4H+
+ 3e-
NO + 2H2O (reducción)
Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos).
Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e-
se debe: “agregar a
cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH-
como H+
haya. Combinar los H+
y OH-
para
formar H2O y simplificar el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”.
Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-
, es decir, no está en medio básico (está en
medio ácido, HNO3).
7. Igualar el número de e-
perdidos por el agente reductor, con los e-
ganados por el agente oxidante,
multiplicando las ecuaciones parciales por los números mínimos necesario para esto.
0
3 x (I2 + 6H2O 2lO3
-
+ 12H+
+ l0e-
)
0 0
10 x (NO3
-
+ 4H+
+ 3e-
NO + 2H2O)
3 I2 + 18 H2O 6 IO3
-
+ 36H+
+ 30 e-
10NO3
-
+ 40 H+
+ 30 e -
10 NO + 20 H2O
8. Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-
, H+
, OH-
o H2O que aparezca en
ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.
7
8. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
3 I2 + 18 H2O 6 IO3
-
+ 36H+
+ 30 e
4 2
10 NO3
-
+ 40 H+
+ 30 e-
10 NO + 20 H2O
0 0 0
3I2 + 10NO3
-
+ 4H+
6IO3
-
+ 10NO + 2H2O
Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.
Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la
ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación.
La ecuación molecular balanceada es:
3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O
A diferencia del método electrón – valencia, con el método ion – electrón se logra el balance neto de la
ecuación (no es necesario terminar de balancearla por tanteo).
Problemas Resueltos:
Balancee por el método del ión-electrón las siguientes reacciones:
a) Zn + NO3
-
+ H+
Zn+2
+ NH4
+
+ H2O
b) Fe+2
+ NO3
-
Fe+3
+ NO (solución ácida)
c) MnO4
-
+ I-
+ H2O MnO2 + I2 + OH-
d) CIO3
-
+ I-
CI-
+ I2 (solución básica)
Soluciones:
a) La ecuación está en forma iónica y está en medio ácido por contener iones hidrógenos H+
. Escribimos las
ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y reductor, y le aplicamos todos los pasos:
0
4 x (Zn Zn+2
+ 2e-
) Ag. Reductor
1 x ( NO3
-
+ 10 H+
+ 8 e-
NH4
+
+ 3 H2O) Ag. Oxidante
4 Zn 4Zn+2
+ 8e-
NO3
-
+ 10 H+
+ 8 e-
NH4
+
+ 3 H2O
4Zn + NO3
-
+ 10 H+
4Zn+2
+ NH+4
+ 3 H2O
b) La ecuación está en solución ácida no tiene los iones de H+
pero al balancearla le colocaremos los iones
de H+
y H2O.
3 x ( Fe+2
Fe+3
+ 1 e-
) (Ag. Reductor)
NO3
-
+ 4 H+
+ 3e-
NO + 2 H2O (Ag. Oxidante)
3Fe+2
3Fe+3
+ 3 e-
8
9. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
NO3
-
+ 4 H+
+ 3e-
NO + 2 H2O
3Fe+2
+ NO3
-
+ 4 H+
3Fe+3
+ NO + 2 H2O
c) La ecuación está en medio alcalino por presencia de OH-
. Se realizan los pasos comunes hasta el 6 y
luego se agrega a cada miembro tanto OH-
como H+
haya, luego se eliminan los H+
formando agua y se
eliminan los H2O duplicados en ambos miembros.
MnO4
-
+ 4 H+
+ 3 e-
MnO2 + 2 H2O Ag. Oxidante
2 I-
I2 + 2 e-
Ag. Reductor
Ahora agrego al agente oxidante a la izquierda y a la derecha 4 OH-
, combino los 4 OH-
con 4 H+
y formo 4
H2O y elimino 4 H2O a la izquierda con 2 H2O a la derecha y nos quedan 2 H2O a la izquierda.
MnO4
-
+ 4 H+
+ 4 OH-
+ 3 e-
MnO2 + 2 H2O + 4 OH-
2
4 H2O
0
2 I-
I2 + 2 e-
2 x (MnO4
-
+ 2 H2O + 3 e-
MnO2 + 4 OH-
)
3 x (2 I-
I2 + 2 e-
)
2 MnO4
-
+ 4 H2O + 6 e-
2 MnO2 + 8 OH-
6 I-
3 I2 + 6 e-
2 MnO4
-
+ 6 I-
+ 4 H2O 2 MnO2 + 3 I2 + 8 OH-
d) Se nos indica que la solución es básica, no aparecen los iones OH-
, pero éstos los colocaremos junto con
el agua al balancear la ecuación.
ClO3
-
+ 6 H+
+ 6 e-
Cl-
+ 3 H2O Ag. Oxidante
2 I-
I2 + 2 e-
Ag. Reductor
9
10. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
ClO3
-
+ 6 H+
+ 6 OH-
+ 3 e-
Cl-
+ 3 H2O + 6 OH-
3
6 H2O
2 I-
I2 + 2 e-
1 x (ClO3
-
+ 3 H2O + 6 e-
Cl-
+ 6 OH-
)
3 x (2 I-
I2 + 2 e-
)
ClO3
-
+ 3 H2O + 6 e-
Cl-
+ 6 OH-
6 I-
3I2 + 6 e-
ClO3
-
+ 6 I-
+ 3 H2O Cl-
+ 6 I2 + 6 OH-
Balancee por medio de la media reacción e indique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor.
a) Bi2O3 + KOH + KClO KBiO3 + KCl + H2O
b) Cl2 + KOH KClO3 + KCl + H2O
c) C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O
Soluciones:
a) Esta ecuación están en forma molecular, debemos pasarla a forma iónica (disociada).
Bi2O3 + K+
OH-
+ K+
ClO K+
BiO3
-
+ K+
Cl -
+ H2O
Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor.
Bi2O3 + 3 H2O 2 BiO3
-
+ 6H+
+ 4 e-
Ag. Reductor.
ClO-
+ 2H+
+ 2 e-
Cl-
+ H2O Ag. Oxidante.
Como está en medio alcalino por contener iones OH-
(KOH), se deben eliminar los H+
que colocamos
agregando en ambos miembros de cada semi-reacción tantos OH-
como H+
haya, luego combinar los H+
para formar H2O y eliminar el H2O duplicando en ambos miembros.
1 x (Bi2O3 + 3 H2O + 6 OH-
2 BiO3
-
+ 6H+
+ 6 OH-
+ 4 e-e
)
3
6 H2O
10
11. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
2 x (ClO-
+ 2H+
+ 2 OH-
+ 2 e-
Cl-
+ H2O + 2 OH-
)
2 H2O
2
Bi2O3 + 6 OH-
2 BiO3
-
+ 6H+
+ 3 H2O + 4 e-e
2 ClO-
+ 2 H2O + 4 e-e
2 Cl-
+ 4 OH-
Bi2O3 + 2 OH-
+ 2 ClO-
2 BiO3
-
+ 2 Cl-
+ H2O
Si trasladamos los coeficientes a la ecuación molecular nos queda:
Bi2O3 + 2 KOH + 2KClO 2 KBiO3 + H2O
b) Esta reacción es en solución básica por la presencia de KOH. Esta es una reacción de dismutación,
porque en este caso el cloro elemental (de número de oxidación cero) se oxida y se reduce a la vez.
0 0
Cl2 + K+
OH-
K+
ClO3
-
+ K+
Cl-
+ H2O
Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor
0 0
Cl2 + 6 H2O 2 ClO3
-
+ 12 H+
+ 10 e-
0
Cl2 + 2 e-
2 Cl-
0
1 x ( Cl2 + 6 H2O + 12 OH-
2 ClO3
-
+ 12 H+
+ 12 OH-
+ 10 e-
)
6
12 H2O
0
5 x (Cl2 + 2 e-
2 Cl-
)
0
Cl2 + 12 OH-
2 ClO3
-
+ 6 H2O + 10 e-
)
0
5 Cl2 + 10 e-
10 Cl-
0
6 Cl2 + 12 OH-
2 ClO3
-
+ 6 H2O + 10 Cl-
Simplificando tenemos:
0
3 Cl2 + 6 OH-
ClO3
-
+ 3 H2O + 5 Cl-
Si trasladamos estos coeficientes a la ecuación molecular nos queda:
3 Cl2 + 6 KOH KClO3 + 5 KCl + 3 H2O
11
12. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
c) Esta reacción esta en solución ácida por la presencia de HNO3 Ácido trioxonítrico (V) o trioxonitrato (V)
de hidrógeno, tradicionalmente llamado ácido nítrico.
C + H+
NO3
-
CO2 + NO2 + H2O
Se escriben las reacciones iónicas parciales de los agentes: oxidante y reductor.
0
1 x (C + 6H2O CO2 + 4 H+
+ 4 e-
) Ag. Reductor.
0
4 x (NO3
-
+ 2 H+
+ e-
NO2 + H2O) Ag. Oxidante.
0
C + 2 H2O CO2 + 4 H+
+ 4 e-
4 2
4 NO3
-
+ 8 H+
+ 4 e-
4 NO2 + 4 H2O)
C + 4 NO3
-
+ 4 H+
CO2 + 4 NO2 + 2 H2O
Si se trasladan los coeficientes a la ecuación molecular nos quedará:
C + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2H2O
PROBLEMAS PARA PRÁCTICA
Balancear las siguientes ecuaciones aplicando el método ion – electrón en medio ácido:
1. En disolución acuosa y medio ácido el ion permanganato oxida al ion hierro (II) para dar ion hierro (III).
En este proceso el ion permanganato se reduce a ion manganeso (II). Ajuste la correspondiente ecuación
iónica por el método del ion-electrón.
12
13. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
2. El dicromato de potasio, en medio ácido, oxida a los iones cloruro, hasta cloro diatómico, reduciéndose a
cromo (III). Escriba y ajuste por el método ion-electrón.
3. Dada la reacción: MnO4
-
+ SO3
2-
+ MnO2 + SO4
2-
. Ajustarla por el método del ion-electrón
en medio básico.
4. La reacción de ácido clorhídrico con dióxido de manganeso genera cloruro de manganeso (II), cloro
gaseoso y agua. Escriba la reacción molecular ajustada por el método del ion-electrón.
13
14. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
5. El nitrato de potasio reacciona con el cinc metálico en presencia de ácido sulfúrico para dar sulfato de
cinc, sulfato de amonio, sulfato de potasio y agua. a) Ajuste la reacción por el método ion - electrón. b)
Indique los agentes oxidante y reductor.
6. Dada la reacción HCl + K2CrO4 → CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O. Ajústela por el método del
ion-electrón. Recuerde disociar todos los ácidos y las sales a sus respectivos iones.
7. Las siguientes reacciones transcurren en medio ácido. Ajústelas, completándolas si es necesario con H+
/
H2O. Indique qué especies se oxidan y cuáles se reducen.
a) MnO2 (s) + Cl1-
(aq) → Mn2+
(aq) + Cl2 (g)
14
15. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
b) I1-
(aq) + Br2 (l) → IO3
1-
(aq) + Br1-
(aq)
8. Balancear las siguientes ecuaciones por el método ion – electrón en medio ácido:
a) KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → MnSO4 + O2 + H2O + K2SO4
b) Br2 + SO2 → Br1-
+ SO4
2-
c) KIO3 + H2SO4 + KI → I2 + H2O + K2SO4
9. Balancear las siguientes ecuaciones por el método ion – electrón en medio básico:
a) Zn + HgO → ZnO2
2-
+ Hg
15
16. Reacciones de Oxidación – Reducción Lic. Anel Adames S
b) S2-
+ MnO4
1-
→ MnO2 + S
c) AsO4
3-
+ I1-
→ AsO3
3-
+ I2
d) MnO4
1-
+ ClO2
1-
→ MnO2 + ClO4
1-
16