Este documento presenta el método del ion-electrón para balancear ecuaciones redox. Introduce conceptos clave como especies oxidantes, reductoras, semirreacciones de oxidación y reducción. Explica cómo identificar los pares redox e igualar las ecuaciones mediante el uso de protones, agua y electrones. Incluye ejemplos detallados del proceso paso a paso para balancear ecuaciones redox complejas.
Este documento trata sobre el equilibrio químico. Explica que el equilibrio químico ocurre cuando las concentraciones de los reactivos y productos se estabilizan, y que la constante de equilibrio Kc es constante a una temperatura dada. También introduce los conceptos de grado de disociación y la relación entre Kc y Kp para reacciones que involucran gases.
El documento describe los pasos para calcular la cantidad de óxido de calcio y dióxido de carbono obtenidos al descomponer 2.5 kg de carbonato de calcio. Primero se determinan las masas molares de los reactivos y productos usando las masas atómicas. Luego, usando la proporción estequiométrica y factores de conversión, se calcula que al descomponer 2.5 kg de carbonato de calcio se obtienen 1401.1 g de óxido de calcio y 1098.9 g de dióxido de carbono.
1) El documento presenta una serie de problemas resueltos relacionados con equilibrios de solubilidad. 2) Los problemas involucran calcular productos de solubilidad a partir de concentraciones iónicas en disoluciones saturadas, y predecir si ocurrirá precipitación al mezclar disoluciones. 3) La solución a cada problema aplica conceptos como producto de solubilidad, principio de Le Chatelier y equilibrio químico para determinar la viabilidad de formación de precipitados en diferentes condiciones.
Este documento presenta las reacciones analíticas de los cationes del segundo grupo, incluyendo Pb2+, Hg2+, Cu3+, Bi3+, Cd2+, As3+, Sn2+ y Sb3+. Describe los materiales y reactivos utilizados, así como los procedimientos para identificar cada catión mediante la formación de precipitados característicos y sus respectivas ecuaciones iónicas y moleculares. Se enfoca principalmente en las reacciones del Hg2+, Cu2+ e incluye ejemplos de ecuaciones para ilustrar los cambios químicos
Este documento presenta varias reacciones químicas de oxidación-reducción. En cada reacción, una sustancia se oxida al ceder electrones, mientras que otra se reduce al ganar electrones. Las reacciones implican la transferencia de electrones entre los agentes reductores y oxidantes para formar nuevos productos químicos.
Este documento presenta los resultados de dos métodos para determinar el porcentaje de cloruro de sodio (NaCl) en un cubo de caldo Maggi: el método de Mohr y el método de Volhard. Ambos métodos involucran la titulación de la muestra con nitrato de plata (AgNO3) y el uso de indicadores de cambio de color. El método de Mohr arrojó un 16.1% de NaCl mientras que el método de Volhard dio un resultado de 40.9%, más cercano al valor declarado de 38%. El método de Vol
Este documento presenta varios cálculos relacionados con reacciones electroquímicas y celdas galvánicas. Incluye el cálculo de la corriente, el rendimiento, la producción de metales, el volumen de gases y el tiempo requerido para electrodosis, considerando factores como la carga eléctrica, la constante de Faraday y las condiciones iniciales.
Este documento trata sobre el equilibrio químico. Explica que el equilibrio químico ocurre cuando las concentraciones de los reactivos y productos se estabilizan, y que la constante de equilibrio Kc es constante a una temperatura dada. También introduce los conceptos de grado de disociación y la relación entre Kc y Kp para reacciones que involucran gases.
El documento describe los pasos para calcular la cantidad de óxido de calcio y dióxido de carbono obtenidos al descomponer 2.5 kg de carbonato de calcio. Primero se determinan las masas molares de los reactivos y productos usando las masas atómicas. Luego, usando la proporción estequiométrica y factores de conversión, se calcula que al descomponer 2.5 kg de carbonato de calcio se obtienen 1401.1 g de óxido de calcio y 1098.9 g de dióxido de carbono.
1) El documento presenta una serie de problemas resueltos relacionados con equilibrios de solubilidad. 2) Los problemas involucran calcular productos de solubilidad a partir de concentraciones iónicas en disoluciones saturadas, y predecir si ocurrirá precipitación al mezclar disoluciones. 3) La solución a cada problema aplica conceptos como producto de solubilidad, principio de Le Chatelier y equilibrio químico para determinar la viabilidad de formación de precipitados en diferentes condiciones.
Este documento presenta las reacciones analíticas de los cationes del segundo grupo, incluyendo Pb2+, Hg2+, Cu3+, Bi3+, Cd2+, As3+, Sn2+ y Sb3+. Describe los materiales y reactivos utilizados, así como los procedimientos para identificar cada catión mediante la formación de precipitados característicos y sus respectivas ecuaciones iónicas y moleculares. Se enfoca principalmente en las reacciones del Hg2+, Cu2+ e incluye ejemplos de ecuaciones para ilustrar los cambios químicos
Este documento presenta varias reacciones químicas de oxidación-reducción. En cada reacción, una sustancia se oxida al ceder electrones, mientras que otra se reduce al ganar electrones. Las reacciones implican la transferencia de electrones entre los agentes reductores y oxidantes para formar nuevos productos químicos.
Este documento presenta los resultados de dos métodos para determinar el porcentaje de cloruro de sodio (NaCl) en un cubo de caldo Maggi: el método de Mohr y el método de Volhard. Ambos métodos involucran la titulación de la muestra con nitrato de plata (AgNO3) y el uso de indicadores de cambio de color. El método de Mohr arrojó un 16.1% de NaCl mientras que el método de Volhard dio un resultado de 40.9%, más cercano al valor declarado de 38%. El método de Vol
Este documento presenta varios cálculos relacionados con reacciones electroquímicas y celdas galvánicas. Incluye el cálculo de la corriente, el rendimiento, la producción de metales, el volumen de gases y el tiempo requerido para electrodosis, considerando factores como la carga eléctrica, la constante de Faraday y las condiciones iniciales.
Determinacion de Cu por volumetria redoxanaliticauls
El documento describe el procedimiento para analizar el contenido de cobre en una muestra mediante titulación yodimétrica. Se descompone la muestra con ácidos, se oxida el cobre con permanganato de potasio, y se reduce el exceso de yodo liberado con una solución estándar de tiosulfato de sodio, usando almidón como indicador. El punto final se detecta cuando cambia el color de la solución de azul a incoloro.
Las reacciones electroquímicas son procesos de oxidación-reducción en los que la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o la energía eléctrica se usa para causar una reacción no espontánea. El documento explica conceptos clave como el número de oxidación, el balanceo de ecuaciones redox, las celdas electroquímicas y los potenciales estándares de electrodo, que miden la tendencia de una sustancia a oxidarse o reducirse.
Este documento presenta una tabla de potenciales estándares de reducción para diversas reacciones electroquímicas. Los potenciales se dan en relación con un electrodo estándar de hidrógeno y bajo condiciones estándar de temperatura, presión y concentración. La tabla incluye los potenciales de reducción para metales como litio, sodio, potasio y otros, así como para no metales e iones en solución acuosa.
Este documento trata sobre las relaciones de masa en las reacciones químicas. Incluye definiciones de masa atómica, masa molar y unidades de masa atómica. También presenta ejemplos de cálculo de masa atómica promedio para diferentes elementos y ejercicios resueltos sobre cálculo de masa molar, número de Avogadro y conversión entre unidades de masa.
El documento presenta una serie de ejercicios resueltos relacionados con ácidos y bases. Explica conceptos como pH, pOH, concentración de iones H+ e OH- para soluciones ácidas, básicas y neutras. Luego, resuelve 9 ejercicios prácticos calculando el pH, pOH, y concentraciones iónicas de diferentes soluciones ácidas y básicas dadas sus concentraciones iniciales. Proporciona los pasos de cálculo para cada ejercicio.
Las reacciones de eliminación son aquellos en los cuales se separan dos grupos de una molécula, sin que sean reemplazados por otros grupos, con el resultado que se forma un enlace pi.
El documento describe un experimento para determinar la constante de equilibrio (Kps) para la reacción de formación de cloruro de plata a partir de nitrato de plata y cloruro de sodio. Los estudiantes realizan titulaciones de una solución de nitrato de plata con una solución de cloruro de sodio y calculan las concentraciones de iones plata y cloro para determinar el valor de Kps. Luego repiten el procedimiento con una concentración menor de nitrato de plata y comparan los valores de Kps experimentales con los report
Este documento presenta un experimento de argentometría para estandarizar una solución de nitrato de plata mediante la titulación con cloruro de sodio usando cromato de potasio como indicador. Se describe el fundamento, materiales, procedimiento y cálculos para determinar la normalidad de la solución de nitrato de plata. El resumen concluye que la argentometría es útil para valorar cloruros y que es importante preparar soluciones volumétricas de manera precisa.
Electroquímica celdas ecuación de nerst-leyes de faradayJackmadmax Thano
1) El documento presenta una guía de ejercicios sobre conceptos básicos de electroquímica como reacciones redox, celdas electroquímicas, ecuación de Nernst y leyes de Faraday. 2) Incluye definiciones clave como procesos de oxidación y reducción, tipos de celdas, diagrama de celdas y ecuación de Nernst. 3) Contiene cuatro ejercicios resueltos aplicando estos conceptos para calcular potenciales de celdas en diferentes condiciones.
Este documento describe los procedimientos analíticos cualitativos para identificar cationes y ániones presentes en una muestra, incluyendo ensayos de llama, reactivos de cationes, y esquemas de análisis secuenciales que permiten separar los grupos de cationes mediante precipitación. También cubre métodos para identificar elementos específicos como arsénico, carbonato, borato, nitrito, nitrato, bromuro y cloruro.
Este documento describe un experimento para separar e identificar cationes de calcio, bario y estroncio. Se utilizan sales de nitrato de calcio, cloruro de bario y cloruro de estroncio, y reactivos como hidróxido de amonio y ácido acético. El procedimiento genera precipitados que identifican los cationes mediante su color: el bario forma un precipitado amarillo de cromato de bario, el estroncio forma un precipitado blanco amarillento de sulfato de estroncio, y el calcio forma un precipitado
Este documento describe los conceptos básicos de los compuestos de coordinación. Explica que estos compuestos surgen de la interacción entre un átomo central, generalmente un metal de transición, y ligandos que aportan pares de electrones. También define los tipos de ligandos y la nomenclatura y formulación de estos compuestos. Además, introduce los conceptos de isomería estructural y estereoisomería que pueden darse en compuestos de coordinación.
Este documento presenta conceptos fundamentales de estequiometría, incluyendo peso molecular, peso fórmula, mol, masa molar, fórmula empírica y fórmula molecular. También explica los conceptos de reactivo limitante, rendimiento teórico y formas comunes de expresar concentración como molaridad, porcentajes, molalidad y normalidad. Finalmente, presenta ejercicios resueltos e incumplidos relacionados con estos conceptos.
Este documento describe el procedimiento para obtener etileno a través de la deshidratación de alcohol etílico con ácido sulfúrico concentrado. Explica los materiales y sustancias necesarias, así como cada etapa del procedimiento que incluye la comprobación del etileno producido mediante cuatro reacciones: formación de burbujas en agua, oxidación con permanganato de potasio, adición con agua de bromo y combustión con una flama. Finalmente se neutraliza el ácido residual con carbonato de sodio.
Este documento describe tres metales alcalinotérreos: bario, estroncio y calcio. Señala que sus sales no precipitan con HCL, H2S o (NH4)2S y que dan precipitados blancos de carbonato. Además, detalla que el bario colorea la llama de verde amarillento y el estroncio de rojo carmesí, mientras que el calcio la colorea de rojo ladrillo.
Balance de ecuaciones quimicas por el metodo redoxSleyter Osorio
Este documento describe el método redox para balancear ecuaciones químicas. Explica que una reacción redox implica la ganancia y pérdida de electrones, con la oxidación definida como la pérdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones. A continuación, enumera nueve pasos para balancear ecuaciones químicas mediante el método redox, que incluyen verificar la ecuación, asignar números de oxidación, identificar cambios en la oxidación, cruzar resultados y verificar la cantidad de átomos.
Primer Grupo de Cationes: Generalidades y Reacciones de ReconocimientoEsteban Venegas
Este documento describe las propiedades y reacciones de reconocimiento de los principales cationes del primer grupo, incluyendo litio, sodio, potasio, amonio y magnesio. Explica cómo estos cationes forman precipitados característicos cuando se mezclan con reactivos específicos como soluciones de fosfato de sodio, acetato de uranilo y magnesio, ácido perclórico y otros. El documento proporciona detalles sobre cómo reconocer e identificar cada ión a través de sus precipitados y coloraciones de ll
La síntesis del acetato de etilo implica la reacción de esterificación entre el ácido acético y el etanol catalizada por el ácido sulfúrico. El procedimiento experimental incluye la destilación del producto para purificarlo, ya que forma azeótropos con el agua y el etanol. El rendimiento de la reacción depende de la constante de equilibrio y las concentraciones de los reactivos.
Hidróxidos: formulación, formación teórica, sistemas de nomenclatura con autoevaluaciones en forma interactiva, práctica y sencilla para estudiantes de bachillerato.
Este documento presenta 9 problemas resueltos relacionados con la termodinámica de gases. Cada problema contiene las siguientes secciones: introducción, planteamiento, cálculos, resultados y comentarios. Los problemas involucran conceptos como la ecuación de los gases ideales, densidad, masa molar, presión parcial, difusión de gases y energía cinética. Los cálculos realizados permiten determinar valores como volumen, masa molar, densidad, velocidad y presión para diferentes gases en diversas condiciones.
Este documento presenta varios métodos para balancear ecuaciones químicas, incluyendo el método de tanteo, el método algebraico, el método del número de oxidación y el método del ion electrón. Resuelve varias ecuaciones de ejemplo usando cada método y explica los pasos para aplicar cada uno.
Este documento presenta varios problemas de química inorgánica para balancear ecuaciones químicas y determinar números de oxidación de elementos en compuestos. Incluye balancear ecuaciones por el método de tanteo, determinar números de oxidación en sustancias como S8 y H2SO4, ajustar reacciones iónicas y ecuaciones en medio ácido y básico, y balancear ecuaciones como FeSO4 + KMn04 + H2SO4.
Determinacion de Cu por volumetria redoxanaliticauls
El documento describe el procedimiento para analizar el contenido de cobre en una muestra mediante titulación yodimétrica. Se descompone la muestra con ácidos, se oxida el cobre con permanganato de potasio, y se reduce el exceso de yodo liberado con una solución estándar de tiosulfato de sodio, usando almidón como indicador. El punto final se detecta cuando cambia el color de la solución de azul a incoloro.
Las reacciones electroquímicas son procesos de oxidación-reducción en los que la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o la energía eléctrica se usa para causar una reacción no espontánea. El documento explica conceptos clave como el número de oxidación, el balanceo de ecuaciones redox, las celdas electroquímicas y los potenciales estándares de electrodo, que miden la tendencia de una sustancia a oxidarse o reducirse.
Este documento presenta una tabla de potenciales estándares de reducción para diversas reacciones electroquímicas. Los potenciales se dan en relación con un electrodo estándar de hidrógeno y bajo condiciones estándar de temperatura, presión y concentración. La tabla incluye los potenciales de reducción para metales como litio, sodio, potasio y otros, así como para no metales e iones en solución acuosa.
Este documento trata sobre las relaciones de masa en las reacciones químicas. Incluye definiciones de masa atómica, masa molar y unidades de masa atómica. También presenta ejemplos de cálculo de masa atómica promedio para diferentes elementos y ejercicios resueltos sobre cálculo de masa molar, número de Avogadro y conversión entre unidades de masa.
El documento presenta una serie de ejercicios resueltos relacionados con ácidos y bases. Explica conceptos como pH, pOH, concentración de iones H+ e OH- para soluciones ácidas, básicas y neutras. Luego, resuelve 9 ejercicios prácticos calculando el pH, pOH, y concentraciones iónicas de diferentes soluciones ácidas y básicas dadas sus concentraciones iniciales. Proporciona los pasos de cálculo para cada ejercicio.
Las reacciones de eliminación son aquellos en los cuales se separan dos grupos de una molécula, sin que sean reemplazados por otros grupos, con el resultado que se forma un enlace pi.
El documento describe un experimento para determinar la constante de equilibrio (Kps) para la reacción de formación de cloruro de plata a partir de nitrato de plata y cloruro de sodio. Los estudiantes realizan titulaciones de una solución de nitrato de plata con una solución de cloruro de sodio y calculan las concentraciones de iones plata y cloro para determinar el valor de Kps. Luego repiten el procedimiento con una concentración menor de nitrato de plata y comparan los valores de Kps experimentales con los report
Este documento presenta un experimento de argentometría para estandarizar una solución de nitrato de plata mediante la titulación con cloruro de sodio usando cromato de potasio como indicador. Se describe el fundamento, materiales, procedimiento y cálculos para determinar la normalidad de la solución de nitrato de plata. El resumen concluye que la argentometría es útil para valorar cloruros y que es importante preparar soluciones volumétricas de manera precisa.
Electroquímica celdas ecuación de nerst-leyes de faradayJackmadmax Thano
1) El documento presenta una guía de ejercicios sobre conceptos básicos de electroquímica como reacciones redox, celdas electroquímicas, ecuación de Nernst y leyes de Faraday. 2) Incluye definiciones clave como procesos de oxidación y reducción, tipos de celdas, diagrama de celdas y ecuación de Nernst. 3) Contiene cuatro ejercicios resueltos aplicando estos conceptos para calcular potenciales de celdas en diferentes condiciones.
Este documento describe los procedimientos analíticos cualitativos para identificar cationes y ániones presentes en una muestra, incluyendo ensayos de llama, reactivos de cationes, y esquemas de análisis secuenciales que permiten separar los grupos de cationes mediante precipitación. También cubre métodos para identificar elementos específicos como arsénico, carbonato, borato, nitrito, nitrato, bromuro y cloruro.
Este documento describe un experimento para separar e identificar cationes de calcio, bario y estroncio. Se utilizan sales de nitrato de calcio, cloruro de bario y cloruro de estroncio, y reactivos como hidróxido de amonio y ácido acético. El procedimiento genera precipitados que identifican los cationes mediante su color: el bario forma un precipitado amarillo de cromato de bario, el estroncio forma un precipitado blanco amarillento de sulfato de estroncio, y el calcio forma un precipitado
Este documento describe los conceptos básicos de los compuestos de coordinación. Explica que estos compuestos surgen de la interacción entre un átomo central, generalmente un metal de transición, y ligandos que aportan pares de electrones. También define los tipos de ligandos y la nomenclatura y formulación de estos compuestos. Además, introduce los conceptos de isomería estructural y estereoisomería que pueden darse en compuestos de coordinación.
Este documento presenta conceptos fundamentales de estequiometría, incluyendo peso molecular, peso fórmula, mol, masa molar, fórmula empírica y fórmula molecular. También explica los conceptos de reactivo limitante, rendimiento teórico y formas comunes de expresar concentración como molaridad, porcentajes, molalidad y normalidad. Finalmente, presenta ejercicios resueltos e incumplidos relacionados con estos conceptos.
Este documento describe el procedimiento para obtener etileno a través de la deshidratación de alcohol etílico con ácido sulfúrico concentrado. Explica los materiales y sustancias necesarias, así como cada etapa del procedimiento que incluye la comprobación del etileno producido mediante cuatro reacciones: formación de burbujas en agua, oxidación con permanganato de potasio, adición con agua de bromo y combustión con una flama. Finalmente se neutraliza el ácido residual con carbonato de sodio.
Este documento describe tres metales alcalinotérreos: bario, estroncio y calcio. Señala que sus sales no precipitan con HCL, H2S o (NH4)2S y que dan precipitados blancos de carbonato. Además, detalla que el bario colorea la llama de verde amarillento y el estroncio de rojo carmesí, mientras que el calcio la colorea de rojo ladrillo.
Balance de ecuaciones quimicas por el metodo redoxSleyter Osorio
Este documento describe el método redox para balancear ecuaciones químicas. Explica que una reacción redox implica la ganancia y pérdida de electrones, con la oxidación definida como la pérdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones. A continuación, enumera nueve pasos para balancear ecuaciones químicas mediante el método redox, que incluyen verificar la ecuación, asignar números de oxidación, identificar cambios en la oxidación, cruzar resultados y verificar la cantidad de átomos.
Primer Grupo de Cationes: Generalidades y Reacciones de ReconocimientoEsteban Venegas
Este documento describe las propiedades y reacciones de reconocimiento de los principales cationes del primer grupo, incluyendo litio, sodio, potasio, amonio y magnesio. Explica cómo estos cationes forman precipitados característicos cuando se mezclan con reactivos específicos como soluciones de fosfato de sodio, acetato de uranilo y magnesio, ácido perclórico y otros. El documento proporciona detalles sobre cómo reconocer e identificar cada ión a través de sus precipitados y coloraciones de ll
La síntesis del acetato de etilo implica la reacción de esterificación entre el ácido acético y el etanol catalizada por el ácido sulfúrico. El procedimiento experimental incluye la destilación del producto para purificarlo, ya que forma azeótropos con el agua y el etanol. El rendimiento de la reacción depende de la constante de equilibrio y las concentraciones de los reactivos.
Hidróxidos: formulación, formación teórica, sistemas de nomenclatura con autoevaluaciones en forma interactiva, práctica y sencilla para estudiantes de bachillerato.
Este documento presenta 9 problemas resueltos relacionados con la termodinámica de gases. Cada problema contiene las siguientes secciones: introducción, planteamiento, cálculos, resultados y comentarios. Los problemas involucran conceptos como la ecuación de los gases ideales, densidad, masa molar, presión parcial, difusión de gases y energía cinética. Los cálculos realizados permiten determinar valores como volumen, masa molar, densidad, velocidad y presión para diferentes gases en diversas condiciones.
Este documento presenta varios métodos para balancear ecuaciones químicas, incluyendo el método de tanteo, el método algebraico, el método del número de oxidación y el método del ion electrón. Resuelve varias ecuaciones de ejemplo usando cada método y explica los pasos para aplicar cada uno.
Este documento presenta varios problemas de química inorgánica para balancear ecuaciones químicas y determinar números de oxidación de elementos en compuestos. Incluye balancear ecuaciones por el método de tanteo, determinar números de oxidación en sustancias como S8 y H2SO4, ajustar reacciones iónicas y ecuaciones en medio ácido y básico, y balancear ecuaciones como FeSO4 + KMn04 + H2SO4.
Este documento describe ecuaciones y reacciones químicas. Explica que las ecuaciones químicas representan reacciones químicas mediante símbolos de elementos y fórmulas de compuestos. También describe diferentes tipos de reacciones químicas como reacciones de descomposición, sustitución y combustión. Además, explica cómo balancear ecuaciones químicas colocando coeficientes para igualar los átomos en ambos lados de la ecuación.
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS: COMBINACIÓN, DESCOMPOSICIÓN, SIMPLE SUSTITUCIÓN Y DOBLE SUSTITUCIÓN. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS: MÉTODO DEL TANTEO Y ÓXIDO-REDUCCIÓN...COLEGIO AMERICANO DE SAN CARLOS...tango/tango
El documento describe el método del ión-electrón para balancear ecuaciones químicas de óxido-reducción. Este método involucra escribir las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y reductor, y luego balancear los átomos, cargas e iones de hidrógeno y electrones para obtener la ecuación balanceada. Se proveen ejemplos ilustrativos de cómo aplicar los pasos del método.
Ejercicios de refuerzo en reacciones químicas para la Escuela Profesional de Estomatología. La química Jenny Fernández presenta ejercicios para reforzar conceptos de reacciones químicas relevantes para estudiantes de estomatología.
Este documento presenta una serie de actividades relacionadas con reacciones redox. Incluye preguntas sobre números de oxidación, ajuste de ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón, determinación de estados de oxidación, valoración redox, pilas galvánicas y potenciales de reducción estándar, y electrólisis. El documento proporciona información fundamental sobre conceptos clave de las reacciones redox a través de múltiples ejemplos y preguntas.
El documento describe los pasos para balancear una ecuación redox química mediante el método de redox. En primer lugar, se asignan los números de oxidación a cada átomo y se identifican los elementos que cambian su estado de oxidación. Luego, se escriben las semirreacciones de oxidación y reducción, se igualan y suman para obtener los coeficientes de la reacción balanceada final. Finalmente, se verifica el balanceo de masas y cargas y se ajustan los coeficientes mediante tanteo si es necesario.
Este documento presenta conceptos fundamentales sobre reacciones redox y estados de oxidación. Explica qué son los estados de oxidación y cómo se determinan para diferentes tipos de especies químicas como iones, elementos en compuestos, y números de oxidación típicos en la tabla periódica. También define oxidación, reducción, agentes oxidantes, agentes reductores y cambios en los estados de oxidación. Finalmente, presenta ejercicios para practicar el cálculo de estados de oxidación y balanceo de ecuaciones redox.
TURBIDIMETRIC DETERMINATION OF SULPHATE ION (SO42- ) IN THE UNKNOWN SOLUTIONHaydar Mohammad Salim
This document describes a procedure to determine the concentration of sulfate ions (SO42-) in an unknown solution using nephelo-turbidity meter. Barium chloride is added to acidified samples containing varying concentrations of sulfate ions to form a barium sulfate suspension. The turbidity of each sample is then measured and a calibration curve is prepared by plotting turbidity readings against sulfate ion concentration. This curve is then used to determine the concentration of sulfate ions in an unknown sample based on its turbidity reading.
Este documento describe los procedimientos para realizar el control de calidad de harinas, incluyendo diversas pruebas físicas y químicas como la determinación de humedad, cenizas y acidez titulable. Explica que las harinas se clasifican de acuerdo a su calidad y se utilizan para diferentes usos, y que el control de materias primas como la harina y levadura es fundamental para garantizar la calidad del producto final.
Este documento trata sobre el equilibrio redox. Explica conceptos básicos como oxidación, reducción y estado de oxidación. También describe procesos redox espontáneos y no espontáneos como las celdas galvánicas y electrolíticas. Finalmente, introduce la noción de potencial de electrodo y la serie electroquímica de potenciales normales.
Bromatologia Anlaisi De Harina Y Pan 2010lorenzmanu91
La harina de trigo analizada presentó valores normales de humedad y acidez, excepto la harina a granel que tuvo un nivel de acidez ligeramente elevado. La harina preparada tuvo menor contenido de gluten seco y húmedo que la harina a granel. Ambas muestras no contenían bromato de potasio.
Balanceo de ecuaciones químicas por el método del ión electrón en soluciones...Bladis De la Peña
El documento presenta el procedimiento en 7 pasos para balancear ecuaciones químicas por el método del ion-electrón en soluciones ácidas o neutras. Se explica cada paso detalladamente usando como ejemplo la ecuación H2SO3 + MnO4- → SO42- + Mn2+. Los pasos incluyen asignar números de oxidación, escribir semirreacciones, igualar átomos, agregar protones e iones de hidrógeno, agregar electrones, igualar electrones multiplicando, y simplificar la ecuación final balanceada.
IB Chemistry on Redox, Oxidation states and Oxidation numberLawrence kok
This document provides information on oxidation states and oxidation numbers of elements. It lists common oxidation states of metals in groups 1-3 and transition metals. It also lists common oxidation states of nonmetals in groups 5-7. Rules are provided for assigning oxidation numbers based on the element and its bonds. Oxidation numbers are assigned by assuming ionic bonding and imagining electron flow to the more electronegative element. Exceptions and examples are given. Polyatomic ions and molecules are discussed.
El documento describe el proceso de óxido-reducción (redox) involucrado en la reacción entre Fe2O3 y CO. Explica los 7 pasos para identificar los agentes oxidantes y reductores, asignar los números de oxidación, escribir las semi-reacciones de oxidación y reducción, igualar los electrones intercambiados y balancear la ecuación redox general. La reacción redox completa es Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2.
Este documento presenta 20 preguntas sobre reacciones químicas y nucleares. Las preguntas cubren temas como tipos de reacciones químicas (síntesis, descomposición, sustitución), coeficientes estequiométricos, agentes oxidantes y reductores, y procesos nucleares como emisiones alfa, beta y gamma. También incluye preguntas sobre balances de reacciones químicas y ecuaciones nucleares.
Este documento trata sobre reacciones químicas. Explica los objetivos de aprendizaje relacionados con reacciones químicas y define qué es una reacción química. Luego describe los diferentes tipos de reacciones químicas como reacciones de combustión, descomposición, neutralización y más, dando ejemplos de cada una. Finalmente, explica conceptos básicos sobre la escritura y balanceo de ecuaciones químicas.
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 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 presenta un resumen de las reacciones de oxidación y reducción. Explica conceptos clave como oxidación, reducción, agentes oxidantes y reductores. También cubre temas como estados de oxidación, reglas para determinarlos y el método para balancear ecuaciones redox mediante iones y electrones.
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 información sobre reacciones químicas redox. Explica cómo identificar las especies químicas involucradas en reacciones redox y cómo balancear ecuaciones químicas a través de métodos como el método de inspección, el método redox y el método ión-electrón en medios ácidos y básicos. Además, clasifica los tipos de reacciones químicas y 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 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 los procesos de óxido-reducción, donde se produce la transferencia de electrones entre especies químicas. Estos procesos involucran una especie oxidante que gana electrones y una especie reductora que los cede. También explica cómo determinar el estado de oxidación de los átomos en un compuesto a través de reglas como la suma de cargas iónicas o el balanceo de electrones en ecuaciones químicas.
El documento resume conceptos clave sobre reacciones redox. Explica que en estas reacciones los átomos experimentan cambios en su número de oxidación al ganar o perder electrones. Define oxidación como un incremento en el número de oxidación al perder electrones, y reducción como una disminución al ganar electrones. También describe el método del ión-electrón para balancear ecuaciones redox, identificando los elementos oxidados y reducidos y multiplicando las semirreacciones.
Este documento presenta información sobre reacciones redox (de transferencia de electrones). Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Detalla el método para ajustar ecuaciones redox, incluyendo ejemplos de reacciones en medios ácidos y básicos. También cubre temas como pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento presenta una unidad sobre reacciones redox. Explica conceptos como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Detalla el método para ajustar ecuaciones redox mediante el balanceo de iones y electrones. Incluye ejemplos de cálculo de estados de oxidación y ajuste de reacciones redox en medios ácidos y básicos. Finalmente, presenta aplicaciones industriales de reacciones redox como la electrólisis y la producción de metales.
Este documento describe las reacciones de oxidación-reducción (redox), donde los átomos o moléculas ganan o pierden electrones. Define la oxidación como la pérdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones. Explica cómo asignar números de oxidación a los átomos y cómo balancear reacciones redox mediante el método del ión-electrón en medios ácidos y básicos.
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 trata sobre el balanceo de ecuaciones de óxido-reducción. Explica que estas reacciones ocurren en procesos como la combustión y la corrosión metálica. Luego describe el método de balanceo por cambio de número de oxidación, el cual involucra identificar los átomos que se oxidan y reducen, y equilibrar la ganancia y pérdida de electrones entre ellos. Finalmente, presenta algunos ejemplos resueltos usando este método.
1) El documento habla sobre balanceo de ecuaciones y reacciones químicas. 2) Explica conceptos como reacción química, ecuación química, reactivos y productos. 3) Detalla métodos para balancear ecuaciones como balanceo por tanteo y balanceo redox.
Este documento presenta una unidad sobre reacciones de oxidación-reducción. Explica conceptos clave como estado de oxidación, método redox, y balanceo de ecuaciones químicas por este método. El objetivo es que los estudiantes aprendan a resolver problemas de estequiometría en reacciones redox.
El documento explica cómo balancear ecuaciones de óxido-reducción asignando números de oxidación a los átomos e identificando los elementos que se oxidan y reducen. Se describe el método de cambio de número de oxidación, que involucra intercambiar los electrones ganados y perdidos para igualar la cantidad en ambos lados de la ecuación. Se proveen ejemplos resueltos y ejercicios propuestos para practicar este método.
Reacciones de oxidación-reducción o reacciones redoxBelenBarreno
El documento describe los conceptos básicos de las reacciones de oxidación y reducción. Explica que estos procesos ocurren naturalmente en el cuerpo y en la naturaleza. También define oxidación como la pérdida de electrones y reducción como la ganancia de electrones. Además, detalla el método para balancear ecuaciones redox mediante el uso de semirreacciones iónicas y la igualación de electrones.
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 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 describe el periodo de desarrollo económico acelerado en México entre 1940 y 1970 conocido como "el milagro mexicano", impulsado por el apoyo a la industria nacional. Aunque hubo crecimiento, el desarrollo fue relativo ya que México siguió dependiendo de la tecnología extranjera. Posteriormente, las políticas neoliberales iniciadas en los 80 trajeron mayor estabilidad económica pero también mayor desigualdad social.
La Revolución Mexicana fue un proceso complejo que involucró tres revoluciones paralelas: la revolución nacionalista encabezada por Madero, Huerta, Carranza, Obregón y Calles; la revolución agraria de Villa y Zapata; y la revolución obrera. Tras el derrocamiento de Díaz, Madero no pudo cumplir sus promesas de reforma agraria, llevando a Villa y Zapata a rebelarse en su contra. Más tarde, Huerta dio un golpe de estado contra Mader
Este documento resume la trayectoria política de Porfirio Díaz desde sus revoluciones iniciales contra Juárez y Lerdo de Tejada hasta su presidencia de más de 30 años en México. Resalta cómo Díaz impuso un régimen autoritario de "orden y progreso" pero también generó oposición de grupos indígenas y campesinos debido a la apropiación de tierras y la represión política. El documento concluye describiendo los festejos del centenario de la independencia en 1910, justo antes de que Díaz anunciara su int
La Unión Europea ha acordado un paquete de sanciones contra Rusia por su invasión de Ucrania. Las sanciones incluyen restricciones a las importaciones de productos rusos de alta tecnología y a las exportaciones de bienes de lujo a Rusia. Además, se congelarán los activos de varios oligarcas rusos y se prohibirá el acceso de los bancos rusos a los mercados financieros de la UE.
El documento describe la transición del caudillismo al presidencialismo en México en las décadas de 1920 y 1930. En esta época, el país estuvo gobernado sucesivamente por caudillos revolucionarios como Carranza, Obregón y Calles. Aunque Obregón intentó fortalecer las instituciones democráticas, el poder continuó concentrado en figuras individuales. Calles, como líder máximo de la Revolución, mantuvo un fuerte control sobre los presidentes posteriores durante el periodo conocido como el Maximato.
La Revolución Mexicana fue un proceso complejo que involucró tres revoluciones paralelas: la revolución nacionalista encabezada por Madero, Huerta, Carranza y Obregón; la revolución agraria de Villa y Zapata; y la revolución obrera. Tras el derrocamiento de Díaz, Madero no cumplió sus promesas de reforma agraria y fue derrocado por Huerta, dando inicio a una guerra civil entre facciones revolucionarias y el gobierno de Huerta. Finalmente, Car
El documento resume la trayectoria política de Porfirio Díaz desde sus inicios en las revoluciones de Tuxtepec y la Noria, su lucha contra Juárez y Lerdo de Tejada, y su triunfo en 1878. Díaz impuso un régimen autoritario que promovió el orden y el progreso material, pero también llevó a la consolidación de una oligarquía y la represión de la oposición. Su gobierno se extendió hasta 1911 a pesar de haber prometido no reelegirse.
La Revolución de Ayutla inició el derrocamiento de la dictadura de Santa Anna en 1854. Liderada por liberales como Juárez y Comonfort, culminó con la victoria liberal y la promulgación de la constitución de 1857, la cual estableció garantías individuales pero dividió al país. Esto llevó a una guerra civil de tres años entre liberales y conservadores que finalizó con la victoria liberal, aunque trajo nuevas intervenciones extranjeras.
México adoptó inicialmente un imperio tras la independencia, con Agustín de Iturbide como emperador, pero la crisis económica y levantamientos populares llevaron a su caída y al establecimiento de una república federal en 1824. No obstante, la falta de identidad nacional generó divisiones entre conservadores y liberales que desembocaron en una prolongada guerra civil que aprovecharon potencias extranjeras para intervenir en México.
La Unión Europea ha propuesto un nuevo paquete de sanciones contra Rusia que incluye un embargo al petróleo ruso. El embargo se aplicaría gradualmente durante seis meses para el petróleo crudo y ocho meses para los productos refinados. Este paquete de sanciones requiere la aprobación unánime de los 27 estados miembros de la UE.
La Unión Europea ha acordado un embargo petrolero contra Rusia en respuesta a la invasión de Ucrania. El embargo prohibirá las importaciones marítimas de petróleo ruso a la UE y pondrá fin a las entregas a través de oleoductos dentro de seis meses. Esta medida forma parte de un sexto paquete de sanciones de la UE destinadas a aumentar la presión económica sobre Moscú y privar al Kremlin de fondos para financiar su guerra.
La Nueva España del siglo XVI al XVIII describe la sociedad, economía y gobierno de México durante el periodo colonial español. Aborda los antecedentes del México prehispánico y la conquista, la estructura política de la colonia, la economía novohispana, la sociedad colonial y la Santa Inquisición, así como las reformas Borbónicas que ocurrieron durante este periodo.
La independencia de México se logró entre 1810 a 1821 debido a causas internas como la insurgencia militar entre 1811 a 1815 y la guerrilla insurgente, y causas externas como la invasión de Napoleón a España y su repercusión en la colonia lo que llevó al consumación final de la independencia.
Este documento resume el movimiento revolucionario en México entre 1910 y 1920. Incluye tres revoluciones paralelas (nacionalista, agraria y obrera) que llevaron al derrocamiento de Porfirio Díaz y Victoriano Huerta. Francisco I. Madero inició el movimiento en 1908, pero la revolución se radicalizó bajo líderes como Emiliano Zapata, Venustiano Carranza y Pancho Villa. Finalmente, Álvaro Obregón y el Plan de Agua Prieta llevaron al triunfo del constitucional
El documento describe el primer gobierno de Porfirio Díaz en México después de las revoluciones de Tuxtepec y la Noria que lo llevaron al poder. Díaz cumplió su promesa de no reelegirse y dejó la presidencia en 1880, pero regresó al poder en 1884 e impuso una presidencia vitalicia que duró hasta 1911, estableciendo un régimen autoritario que buscaba el orden y el progreso pero que reprimió a la oposición y despojó a los indígenas de sus tierras.
La Revolución de Ayutla derrocó la dictadura de Santa Anna en 1854 e inició la Reforma liberal en México, la cual incluyó leyes como la Ley Juárez que estableció la igualdad ante la ley y la desamortización de bienes de la iglesia. Esto llevó a una guerra civil de tres años entre liberales y conservadores. Los liberales, liderados por Benito Juárez, defendieron la nueva Constitución de 1857. Más tarde, la intervención francesa buscó cobrar las deudas de México,
La independencia de México se logró luego de firmarse tres documentos clave entre 1821 y 1823: el Plan de Iguala, los Tratados de Córdoba y el Acta de Independencia. Inicialmente, México adoptó un sistema imperial bajo Agustín de Iturbide, pero las crisis económicas y políticas llevaron a su derrocamiento y al establecimiento de la República en 1824 con Guadalupe Victoria como primer presidente. Sin embargo, la falta de identidad nacional generó divisiones internas que desembocaron en una guerra civil entre conservadores
El documento describe el periodo de transición del caudillismo al presidencialismo en México en las décadas de 1920 y 1930. Tras la Revolución Mexicana, el país estuvo gobernado por caudillos revolucionarios como Carranza, Obregón y Calles. Calles se convirtió en el líder político dominante entre 1928-1934, conocido como el Maximato, aunque los presidentes Portes Gil, Ortiz Rubio y Rodríguez sirvieron como sus "títeres". El documento también discute el desarrollo de instituciones, el control e
El documento resume el primer gobierno de Porfirio Díaz en México de 1876 a 1911. Díaz llegó al poder a través de revoluciones y fraude electoral, pero dejó la presidencia en 1880 como había prometido. Regresó en 1884 e impuso una presidencia vitalicia hasta 1911. Implementó políticas de orden y progreso pero esto requirió el uso de la fuerza militar contra la oposición y despojar a los indígenas de sus tierras. Su gobierno favoreció a los inversionistas y una nueva oligarquía se formó. A
La Revolución de Ayutla inició el 1 de marzo de 1854 cuando liberales mexicanos proclamaron el Plan de Ayutla con el objetivo de derrocar a la dictadura de Santa Anna. Esto llevó a una guerra civil entre liberales y conservadores que culminó con la victoria liberal y la promulgación de la constitución de 1857, la cual estableció garantías individuales y la separación entre iglesia y estado. Sin embargo, la división continuó y condujo a la guerra de los tres años entre 1857 a 1861 y eventualmente a la intervención francesa
1. BALANCEO DE ECUACIONES REDOX.
MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN
Dr. Aníbal Bascuñán Blaset
Departamento de Química Inorgánica y Nuclear
FACULTAD DE QUÍMICA
U.N.A.M
2007
♣
2. BALANCEO DE ECUACIONES REDOX.
MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN
FACULTAD DE QUÍMICA UNAM
Dr. Aníbal Bascuñán Blaset
Introducción: De acuerdo a sus características químicas, las reacciones pueden ser
agrupadas de muy diferentes maneras. Así es posible hablar de reacciones ácido-base, de
síntesis, de doble descomposición o metatesis, de sustitución, de neutralización, de
oxidación-reducción, etcétera.
En esta presentación nos abocaremos a la resolución de las ecuaciones mediante las cuales
se representa a las reacciones de óxidación-reducción, y estudiaremos el balanceo de
ecuaciones por el método del ion-electrón. El contenido está destinado a estudiantes que
se inician en este estudio, razón por la cual se dan muchos detalles y algunas indicaciones,
justamente para principiantes.
Este procedimiento es llamado "método del ion-electrón", porque en su resolución
aparecen iones y electrones, por cuanto la mayor parte de las reacciones presentadas
ocurren en medio acuoso. Aunque a veces también aparecen especies al estado sólido o
líquido, las que se expresan por sus símbolos, sus fórmulas mínimas o sus fórmulas
globales. Ej. Cu, Fe, Hg, As2S3, CuO, SO2, H2O, etcétera.
Durante el balanceo de las ecuaciones se emplean los iones y moléculas que cambian
durante el proceso, es decir, aquellas especies químicas en las cuales el elemento principal
(el elemento central de las especies poliatómicas) aumenta o disminuye su número de
oxidación. En los iones poliatómicos se hace hincapié sobre el átomo central, porque es el
que experimenta el cambio en el número de oxidación durante el proceso de óxidoreducción.
Ejemplos.
MnO4→ Mn2+
Mn7+ → Mn2+
CrO42- →
Cr3+
Cr6+ → Cr3+
NO3
→
NO
N5+ → N2+
AsO33- →
AsO43As3+ → As5+
Lo anterior implica que en uno u otro miembro de la ecuación deberán aparecer los
electrones necesarios para igualar las cargas presentes en ambos miembros de la misma.
Por otra parte, como se trabaja en medio acuoso, estarán presentes el agua y los hidronios o
los hidroxilos, según el caso, los que serán nuestras herramientas para el balanceo de las
ecuaciones. Para facilitar la escritura se representa los hidronios H3O+ por H+.
1. Reacciones de oxidación-reducción en medio ácido.
En este caso, las especies químicas auxiliares que pueden aparecer son: H+, H2O y, por
supuesto, los electrones e-.
Se parte del hecho de que se conocen los reaccionantes (reactivos agregados) y los
productos de la reacción química (reactivos producidos).
1
3. En estas ecuaciones siempre están presentes una especie oxidante y una especie reductora,
ya sea en los reactivos iniciales o en los productos obtenidos.
En el proceso, el átomo principal de la especie oxidante acepta electrones y se
transforma en una especie de menor número de oxidación que se conoce como el estado
reducido de la especie oxidante, por haber captado electrones.Ej. Fe3+ + e- → Fe2+
Por su parte, el átomo principal de la especie reductora cede electrones, se oxida, y se
transforma en una especie oxidada. El átomo central o átomo principal ha aumentado así su
número de oxidación.
A cada una de estas dos reacciones se las llama semireacciones de oxidación o de
reducción, según el caso.
Oxidante + ne- → Reductor
(ne- : N° de electrones)
Examinemos algunas reacciones en que un oxidante acepta electrones y da origen una
especie reducida.
Debemos insistir en que cuando el oxidante oxida a otra especie, él mismo se reduce al
aceptar electrones. Ha disminuido su número de oxidación.
Ejemplos:
Especie
oxidante
Sn4+
Fe3+
½O2
O2
O2
S
½Cl2
Cl2
Especie
Reducida
+
+
+
+
+
+
+
+
2e1e2e2e4e2e1e2e-
→
→
→
→
→
→
→
Pares
Redox
Sn2+
Fe2+
O2O222 O2S2Cl2Cl-
Sn4+/Sn2+
Fe3+/Fe2+
½ O2/O2O2/O22O2/O2S/S2Cl2/ClCl2/Cl-
En los ejemplos anteriores, un ión o un átomo capta electrones, se reduce. A estas
ecuaciones se las llama semirreacciones de reducción.
Para simplificar la presentación hemos omitido informaciones acerca de las condiciones de
las especies. Así Sn4+(ac) se representa por Sn2+ , y Cl2(g)) se anota como Cl2.
Semirreacciones de reducción.
Ejercicios con especies monoatómicas:
F2 +
2e-
Cl2 +
2e-
→
2Cl-
Br2 + 2e-
→
2Br-
I2
+ 2e-
→
2I-
S
+ 2e-
→
S2-
→
2F-
2
4. Enseguida, en un ejemplo más complejo, presentamos las etapas sucesivas que se pueden
seguir cuando se trata de un ion poliatómico. De acuerdo con Gagné, esta secuencia
simplifica la comprensión del proceso, lo que permite su mejor asimilación.
MnO4- + H+ →
Mn2+ + H2O
.
a) Se escribe las especies oxidadas (oxidantes) y los productos de su reducción.
MnO4Mn2+
→
b) Se anota agua en el miembro contrario al que tiene exceso de oxígeno.
MnO4→
Mn2+ + H2O
c) Se iguala la cantidad de oxígenos.(Se anotan tantas moléculas de agua como
oxígenos cede el oxidante)
MnO4 →
Mn2+ + 4H2O
d) Para formar el agua se anotan protones (H+) a la izquierda.
MnO4- + H+ →
Mn2+ + 4H2O
e) Se iguala el número de protones (H+) (El N° de H+ lo da el H2O)
MnO4- + 8H+ →
Mn2+ + 4H2O
f) Se suman electrones en los dos miembros para llegar a cero cargas
miembro
MnO4- + 8H+ + 7e- →
Mn2+ + 4H2O + 2e-
en cada
g) Se restan los electrones (7e- - 2e-)
MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O
Esta es la semireacción de reducción ya igualada tanto desde el punto de vista de las
especies participantes como de sus cargas (electrones)
A continuación completa las semirreacciones de acuerdo a lo que hemos visto hasta
ahora.
A partir de estos ejemplos no olvides colocar, en primer término, los coeficientes para
establecer la igualdad de los iones o moléculas, hacer un balance de masas, antes de
balancear los electrones. (Balancea las ecuaciones)
Presta especial atención al caso del dicromato.
Ejemplos:
MnO42CrO42Cr2O72PbO2
ClO3H2O2
MnO4-
+
+
+
+
+
+
+
H+
H+
H+
H+
H+
H+
H+
+
+
+
+
+
+
+
eeeeeee-
→
→
→
→
→
→
→
Mn2+
Cr3+
2Cr3+
Pb2+
ClH2O
MnO2
+
+
+
+
+
+
+
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
3
5. Otros ejercicios.
A partir de estos ejemplos debes completar las semirreacciones y agregar H+, H2O y
electrones, según lo demande la reacción, y poner los coeficientes que correspondan.
Ce4+
BrO3ClO3Ag+
½I2
VO2+
Fe(CN)63AgBr
+
+
+
+
+
+
+
+
Ce3+
½Br2
+
½Cl2
+
Ag
IV3++
Fe(CN)64Ag
+
→
→
→
→
→
→
→
→
+
+
+
Br-
Semirreacciones de oxidación.
Ahora veremos semirreacciones en que una especie reductora se oxida al perder electrones.
Se trata de las semirreacciones de oxidación. En las que el reductor cede electrones.
Nuestros auxiliares, tal como antes, para reacciones en medio ácido, son: e-, H+ y H2O.
En este caso se trata de quitar o liberar electrones y en algunos casos de proporcionar
oxígeno a la especie que se oxida (especie reductora)
Por cada H2O agregada en el miembro izquierdo se cede un O y se producen 2H+, al mismo
tiempo que se liberan electrones (estos irán a reducir al oxidante de la otra semirreacción)
Ejercicios con especies monoatómicas:
ClBrS2Fe
Fe2+
→
→
→
→
→
½Cl2
½Br2
S
Fe2+
Fe3+
+
+
+
+
+
1e1e2e2e1e-
Ahora examinaremos algunos ejemplos más complejos, y nuevamente seguiremos la
técnica didáctica de Gagné, que, según vimos, consiste en descomponer un proceso en
varias fases.
Ejemplo:
a) Se anota a la izquierda la especie reductora (la que entrega electrones) y a la
derecha la especie oxidada que resulta al ceder electrones (la especie que aumenta
su número de oxidación)
Pb2+
→
PbO2
b) Se anota H2O a la izquierda y el coeficiente correspondiente para igualar los
oxígenos en ambos miembros de la ecuación.
Pb2+ + 2H2O →
PbO2
c) Enseguida se anotan los H+ a la derecha con su respectivo coeficiente.
Pb2+ + 2H2O →
PbO2 + 4H+
4
6. d) Luego se balancean los electrones para llevar a cero cargas
Pb2+ + 2H2O + 2e- →
PbO2 + 4H+ + 4ee) Finalmente se restan los electrones.
Pb2+ + 2H2O →PbO2 + 4H+ + 2eOtro ejemplo de semirreacción de oxidación:
As2O3 +
→ AsO43As2O3 +
→ 2AsO43-
Aquí, primero se balancea el As
As2O3 + 5H2O
→ 2AsO43- +
Se balancean los oxígenos
As2O3 + 5H2O
→ 2AsO43- + 10H+ +
Aparecen los H+ y se balancean
As2O3 + 5H2O +
→ 2AsO43- + 10H+ + 4e- Se balancean los electrones
Ya con más experiencia cada semireacción se escribe y resuelve en un sólo renglón.
Otros ejemplos.
Pb2+
NO
V3+
H2S
Ag
+
+
+
+
2H2O →
2H2O →
H2O →
→
Br
→
PbO2
NO3VO2+
S
AgBr
+
+
+
+
+
4H+ + 2e4H+ + 3e2H+ + 1e2H+ + 2e1e-
Ejercicios para resolver.
Completa e iguala las semirreacciones que se anotan a continuación:
Na
Ba
Ce
V2+
UO2+
IMnO42Tl+
Ti
Ti3+
Sb
SO32As
Bi
U4+
Fe(CN)64V3+
AsO2-
→
→
→
→
→
→
→
→
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Na+
Ba2+
Ce3+
V3+
UO22+
I2
MnO4Tl3+
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
+
+
+
+
+
+
+
+
→
→
→
→
→
→
→
→
→
→
TiO2+
TiO2+
Sb2O3
SO42AsO33BiO+
UO22+
Fe(CN)63VO2+
AsO43-+
+ 2H+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
5
7. H2O2
HNO2
VO2+
ClO3 I2
Mn2+
Cr3+
Ni2+
MnO2
SO42-
O2
NO3VO+2
ClO4IO3MnO2
Cr2O72NiO2
MnO4S2O82-
→
→
→
→
→
→
→
→
→
→
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Combinación de dos semirreacciones
Si has comprendido lo anterior y sientes que puedes resolver semirreacciones sin grandes
dificultades puedes pasar a la siguiente etapa, en la que un reductor actúa sobre una
especie oxidante, al mismo tiempo que él mismo se oxida. En este caso, el reductor cede
electrones al oxidante.
El total de electrones cedidos por el reductor deberá ser igual al número de electrones
aceptados por el oxidante.
Las dos semirreacciones en acción.
Cuando se nos da la ecuación completa para balancearla, podemos encontrar que contiene
especies sólidas, líquidas, gaseosas y iónicas.
La primera decisión a tomar consiste en elegir los dos pares redox con que se va a trabajar.
Para hacerlo examinamos qué especie tiene elementos comunes a la izquierda y a la
derecha.
Ejemplo:
SnCl2 +
FeCl3
SnCl4
+
FeCl2
→
Todos las sales que aparecen en la ecuación están en disolución acuosa, y se caracterizan
por estar presentes en forma de iones hidratados. Ej. Snac Algunos autores escriben Sn(aq)
Enseguida procedemos a elegir los pares de iones que conforman las ecuaciones:
Ejemplo:
SnCl2 +
FeCl3
Sn2+
→
→
SnCl4
Sn4+
Fe3+
→
Fe2+
+
FeCl2
Cu + NaNO3 + H2SO4 → CuSO4 + Na2SO4 + H2O + NO
En este ejemplo aparece un sólido, el Cu metálico que cambia a cobre iónico. Y el ion
nitrato que pasa al gas NO (óxido nítrico) Con ellos se establecen las dos semirreacciones.
6
8. Cu → Cu2+
NO3- → NO
Ejemplos:
1.
Zn
a)
b)
2.
+
CuSO4 → Cu
+
Zn SO4
Zn
→ Zn2+ + 2eCu2+ + 2e→ Cu
2+
Zn + Cu
→ Cu + Zn2+
Al + CuSO4 → Cu + Al2 (SO4)3
a)
Al
→ Al3+ + 3e- (x2) Se multiplica por dos.
b)
Cu2+ + 2e- → Cu
(x3) Se multiplica por tres.
3+
a)
2Al
→ 2Al + 6e
Ahora hay 6e- en los dos
b)
3Cu2+ + 6e- → 3Cu
miembros de la ecuación.
_____________________________________________
2Al + 3Cu2+ → 3Cu + 2Al3+
Quedan 6+ en ambos
Nótese que se tiene 6 equivalentes de
miembros de la ecuación
cada ión
Está balanceada.
Resuelve los siguientes ejercicios: anota las dos semirreacciones (de reducción y de
oxidación):
Li
Li
Ca
Ca
Ca
Ca
Al
Sn
+
+
+
+
+
+
+
+
Cu+ →
Cu2+ →
Fe2+ →
Al3+ →
Pb2+ →
Al3+ →
Cu2+ →
Au3+ →
Enseguida presentamos algunos ejemplos con un nivel de mayor complejidad que los
anteriores. Léelos y repítelos en hoja aparte hasta que asimiles los pasos que se siguen en
cada caso.
Cu(s)
a)
b)
+
Cu
NO3- + 4H+
NO3- →
Cu(NO3)2 +
NO(g) +
H2O(l)
→
+ 3e- →
Cu2+
NO
2e2H2O
/x3
/x2
+
+
7
9. a)
b)
3Cu
→
+
2NO3 + 8H + 6e →
3Cu2+
2NO
+
+
6e4H2O
Ec. iónica
3Cu + 2NO3- + 8H+ →
3Cu2+
+
2NO + 4H2O (Ecuación
formular o formal)
Las ecuaciones anteriores son llamadas iónicas, por cuanto en ellas aparece uno o más
iones. Sin embargo se ve que el cobre se presenta como Cu(s) por ser metálico y el agua por
estar muy poco ionizada se presenta como H2O(l) (molecular)
Examina el desarrollo que se anota a continuación y compara las semejanzas y diferencias
que presenta con las ecuaciones que acabas de revisar.
Cu
+ HNO3
→ Cu(NO3)2 + NO + H2O
a)
b)
Cu
NO3- + 4H+ + 3e-
→ Cu2+
→ NO +
+ 2e2H2O
a)
b)
3Cu
2NO3- + 8H+ + 6e-
→ 3Cu2+
→ 2NO
+
+
6e4H2O
+ 2NO3- + 8H+ → 3Cu2+
+
2NO + 4H2O
Ec. iónica
3Cu
Ec. molecular:3Cu
+ 8HNO3
/3
/2
→ 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
La última ecuación recibe el nombre de ecuación molecular, formular o formal. El
nombre de molecular se le da porque aparecen las fórmulas de los compuestos
participantes, algunos de los cuales son moleculares. En cambio, el nombre formular
abarca por igual a las especies moleculares y a las especies iónicas, ya que se refiere tanto a
las fórmulas moleculares presentes (ej. H2O, NO) como a las fórmulas mínimas de los
compuestos ( Cu(NO3)2 ) o a las fórmulas de los iones.
En esta segunda presentación (Ec.molecular), como ya lo habrás observado, al anotar los
reactivos y los productos, escribimos HNO3 y no NO3-, y Cu(NO3)2 en vez de Cu2+, es decir
la fórmula (mínima) de los compuestos participantes, de allí que se puede llamar con toda
propiedad, ecuación formular.
Al resolver las semirreacciones vemos que ambas son iguales en los dos procesos
presentados, y que la ecuación iónica total es la misma en ambos casos.
Como se debe responder a lo solicitado en la primera reacción, tenemos que escribir la
reacción total en forma
molecular, que es la que se emplea en los cálculos
estequiométricos.
Insistimos que en verdad no todas las especies son moleculares: el Cu es metálico, el HNO3
está disociado en H+(ac) y NO3 -(ac) y otro tanto ocurre con el nitrato de cobre (II) que se
presenta como Cu2+(ac) y NO3-(ac), y hay especies moleculares propiamente tales como el
NO y el H2O.
Las ecuaciones se escriben como se presentan en el ejemplo para facilitar los cálculos
estequiométricos, tal como se expresó anteriormente.
8
10. Al pasar de la ecuación iónica total a la ecuación molecular se anotan 8HNO3 para que
aparezcan involucrados los 8H+. Con esto, en lugar de los 2NO3- pedidos en la ecuación
iónica se están anotando 8NO3- incluidos en los 8HNO3.
Si observamos el segundo miembro, vemos que 6NO3- están en la sal y 2NO3- son los que
se redujeron y aparecen como 2NO.
Este método ofrece también la ventaja de que en todo proceso en que aparezcan como
reaccionantes los mismos oxidantes y reductores, y que el proceso conlleve a la
formación de iguales productos de reducción y de oxidación, respectivamente, las
ecuaciones a y b serán las mismas.
Sólo cambia la ecuación molecular (formal o formular)
Otro ejercicio.
Cu + NaNO3 + H2SO4 → CuSO4 + Na2SO4 + H2O + NO
a)
b)
Cu
NO3- + 4H+ + 3e-
→ Cu2+
→ NO
+ 2e+ 2H2O
a)
b)
3Cu
2NO3- + 8H+ + 6e-
→ 3Cu2+
→ 2NO
+ 6e+ 4H2O
Ec. iónica:
3Cu
+ 2NO3- + 8H+ → 3Cu2+
/x3
/x2
+ 2NO + 4H2O
Ec. formular: 3Cu + 2NaNO3 + 4H2SO4 → 3CuSO4 + 2NO + 4H2O + Na2SO4
En este ejemplo, al pasar a la ecuación molecular (formular), presentamos a los 2NO3 como 2NaNO3, tal como se plantea en la ecuación dada, y los 8H+ los tomamos anotando
4H2SO4 que es el ácido presente en el proceso.
Insistimos. En el párrafo anterior anotamos entre paréntesis la palabra formular (o formal
para otros autores) Con ella expresamos que hemos anotado la “fórmula mínima” del
elemento o del compuesto que participa. De manera que si aparece la expresión formular o
formal sabemos que se refiere a una molécula (NO, H2O), a los átomos componentes de un
cristal metálico (Cu) o a los iones componentes de un cristal [ Cu(NO3)2 ], o bien que
aunque están como tales en la solución los tomamos en su estado no disociado para el
mejor manejo de la ecuación y/o de los cálculos estequiométricos.
Ejercicios redox para resolver por ión electrón
Repasa, escribiéndolos en hojas de borrador, los ejercicios que has resuelto hasta ahora.
Enseguida resuelve las ecuaciones que se anotan a continuación, siguiendo los pasos
señalados. No olvides que, puedes agregar e-, H2O o H+, si la ecuación lo requiera:
S2Cu
Cu
S2Cl-
+
+
+
+
+
NO3NO3H2SO4
IO3MnO4-
+
+
→
→
→
H+
H+
Cu2+
SO32Mn2+
→
→
+
+
+
S
Cu2+
SO2
I2
H2O
+
+
+
+
+
NO2
NO2
H2O
H2O
Cl2
+
+
H2O
H2O
9
12. En este caso, cuando llegues a la ecuación iónica total y quieras pasar a la ecuación
“formular”, hazlo anotando Na2SO4. Hecha la igualdad en la ecuación formular(molecular),
agrega a la izquierda la cantidad de H2SO4 necesario para que se dé el siguiente proceso:
Na2SO4 + H2SO4 → 2NaHSO4 o bien, si es el caso,
2Na2SO4 + 2H2SO4 → 4NaHSO4
Algo similar ocurre cuando se da la reacción siguiente, en la que se forma un ión
complejo:
FeSO4 + NaNO3 + H2SO4 → [Fe(NO)]SO4
Tal como en los casos anteriores se llega a la ecuación formular (molecular) en que aparece
FeSO4
a)
Fe2+
→ Fe3+ + e/3
+
b) NO3 + 4H + 3e → NO + 2H2O
Ec. iónica 3 Fe2+ + NO3 - + 4H+→ 3Fe3+ + NO + 2H2O
Ec.formular: 3FeSO4 + NaNO3 + 2H2SO4 → 3/2Fe2(SO4)2 + NO + 2H2O /2
6FeSO4 + 2NaNO3 + 4H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 4H2O + 2NO
Luego se plantea una nueva ecuación: FeSO4 + NO → [Fe(NO)] SO4 ( Sulfato ferroso
de nitrosilo) para cumplir con lo pedido en el enunciado. Completa el proceso para lograr la
ecuación estequiométrica formular (molecular).
Resuelve estos ejercicios:
NaI + NaIO3 + H2SO4 → NaHSO4 + H2O + I2
Cu
+ NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + CuSO4 + H2O + NO
Otro ejercicio resuelto. Revísalo:
Na2S + NaIO3
a)
b)
S2- + 4H2O
IO3- + 6H+
+ H2SO4 → NaHSO4 + H2O
+ 5e-
→ SO42→ ½I2
+ 8H+
+ 3H2O
+ I2
+ 8e-
/x5
/x8
5S2- + 20H2O + 8IO3- + 48 H+ + 40e- → 5SO42- + 40 H+ + 40e- + 4I2 + 24H2O
Ec. iónica
5S2- + 8IO3-
Ec. Formular: 5Na2S +
+ 8H+
→ 5SO42-
+ 5SO42- + 4I2
8NaIO3 + 4H2SO4 → 9Na2SO4 + 4I2
+ 4H2O
+ 4H2O
5Na2S + 8NaIO3 + 13H2SO4 → 18NaHSO4 + 4I2 + 4H2O
Un compuesto con dos reductores potenciales.
Entre los ejercicios que se presentan puede ocurrir que los dos componentes de una especie
binaria o los tres de una ternaria sufran oxidación. En tal caso se anota la fórmula completa
de esa especie. Ejemplos: As2S3; As2S5; Sb2S3; Sb2S5
En el ejercicio que viene a continuación, en primer término se balanceea el As y el S (se
hace por tanteo). Ambos elementos fueron oxidados por el NO311
13. As2S3
→ H3AsO4
+ HNO3
+ SO2
+ NO
+ H2O
→ 2H3AsO4 + 3SO2 + 22H+ + 22e- /x3
→ NO
+ 2H2O
/x22
a)
b)
As2S3 + 14H2O
NO3- + 4H+ + 3e-
a)
b)
3As2S3 + 42H2O
→ 6H3AsO4 + 9SO2 + 66H+ + 66e+
22NO3 + 88H
+ 66e → 22NO
+ 44H2O
3As2S3 + 22NO3- + 22H+ →
Resuelve los ejemplos siguientes:
6H3AsO4 + 9SO2 + 22NO + 2H2O
As2S5
+ HNO3
→ H3AsO4 + SO2 + NO
Cu2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CuSO4 + CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Reacciones de oxidación con H2O2 en un medio ácido:
El agua oxigenada se caracteriza por ser un buen oxidante y así actúa cuando se agrega
H2O2 a una sustancia reductora.
Completa las ecuaciones siguientes:
S2+ H2O2 + H+
a)
b)
2-
S
+ 2H2O
H2O2 + H+
+
KI
a)
b)
→ SO2
+
IH2O2 +
-
e
H2O2 + H+
+
H
-
+ e
+
→ SO2 +
→ H2O
→
→ I
→ H2O
I2
H2O
+
4H
.
-
+ e
.
+ H2O
+
e-
Como puedes ver en estos ejemplos, el H2O2 al actuar como oxidante no desprende O2.
Resuelve estos ejercicios:
SO32- + H2O2 + H+ → SO42- + H2O
UO2+ + H2O2 + H+ → UO22+ + H2O
S2O32- + H2O2 + H+ → S4O62- + H2O
Reacciones de reducción con H2O2 en un medio ácido:
En cambio, en contacto con oxidantes enérgicos, el agua oxigenada se comporta como un
reductor. En este caso se desprende O2.
12
14. Completa las siguientes ecuaciones redox:
MnO4a)
b)
H2O2
MnO4-
+ H2O2 + H+
+
+ 8H
→ Mn2+
→ 2H+
→ Mn2+
-
+ 5e
+ H2O + O2
+ 2e+ O2
+ 4H2O
.
/x5
/x2
K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O + O2
a)
b)
KMnO4
Na2S2O8
KIO3
Hg2+
NiO2
PbO2
IO4-
H2O2
Cr2O72-
+
+
+
+
+
+
+
H2SO4
H2SO4
H2SO4
H2O2
H2O2
H2O2
H2O2
+
H+
→ H+ + e- + O2
→ 2Cr3+
+ H2O
+ e-
+
+
+
H2O2
H2O2
H2O2
+
+
+
H+
H+
H+
→
→
→
→
→
→
→
K2SO4
Na2SO4
KHSO4
Hg22+
Ni2+
Pb2+
IO3-
+
+
+
MnSO4
H2O
H2O
+
+
+
+
+
+
H2O
H2O
H2O
+
+
+
H2O
O2
O2
+ O2
+ I2
Como has visto en estos ejemplos, al actuar como reductora el agua oxigenada
desprende O2.
Recomendación: cuando trabajes con H2O2 resuelve primero la otra ecuación, eso te
ayudará para resolver la ecuación del H2O2. Para empezar te señalará en que miembro de la
ecuación van los electrones.
Resuelve los siguientes ejercicios de oxidación-reducción, en que las reacciones
ocurren en medio ácido.
Si el ácido no está anotado o sólo aparece H+ puedes agregar H2SO4, siempre que sea
necesario.
Na2O2
Fe
Fe
Cu
HCl
CuS
H2S
Mg
Tl
R-CHO
HCl
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
CrCl3
H2SO4
HNO3
H2SO4
HNO3
HNO3
NaIO3
HNO3
Hg2I2
KMnO4
HNO3
→
→
→
→
→
→
→
→
→
+ H2SO4 →
→
Na2CrO4
FeSO4
Fe(NO3)2
CuSO4
NOCl
Cu(NO3)2
Na2SO3
Mg(NO3)2
Tl+
R-COOH
H2O
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
NaCl
H2
H2O
H2O
Cl2
NO2
I2
NH4NO3
2Hg
K2SO4
NO2
+
+
+
+
NO2
SO2
H2O
H2O
+ S
+ I+ MnSO4
+ Cl2
13
15. I2
Zn
As
Re
Ag2S
Fe(CN)64MnO2
C2H6O
+
+
+
+
+
+
+
+
Na2S2O3
HNO3
HNO3
+ H2O
HNO3
HNO3
H2O2
BiO3 Cr2O72- + H+
→
→
→
→
→
→
→
→
NaI
Zn(NO3)2
H3AsO4
HReO4
AgNO3
Fe(CN)63MnO4C2H4O2
+
+
+
+
+
+
+
+
Na2S4O6
NH4NO3
NO
NO
S
H2O
Bi3+
Cr3+
+ H2O
+ NO
+ H2O
+ H2O
Desproporcionación de una especie química.
Existen procesos químicos en que una misma especie sufre tanto oxidación como
reducción. En estos casos se habla de “desproporcionación”, por cuanto se pierde la
proporción de combinación inicial entre los elementos constituyentes de la sustancia que se
desproporciona.
También se habla de dismutación o mutación a dos especies (mutare = cambiar, dis =dos).
Ej. Dismutación del NO2
3NO2 + H2O
→
2HNO3
+ NO
.
NO2 + H2O
→ NO3+ 2H+ + eNO2 + 2H+ +2e- → NO
+ H2O
__________________________________________
a)
2NO2 + 2H2O
→ 2NO3+ 4H+ + 2eb)
NO2 + 2H+ + 2e- → NO
+ H2O
.
+
Ec. iónica:
3NO2 + H2O
→ 2NO3
+ 2H + NO
Ec. molecular: 3NO2 + H2O
→ 2HNO3 +
NO
a)
b)
/2
Balancea las siguientes ecuaciones por el método del ion-electrón:
KClO3
→ KCl
+
P4
+ H2O
→ PH3
+
Cl2
+ H2O
→ ClO4+
KClO3
→ KCl
+
Esta última ecuación se puede resolver combinando
ClO4- con otra en que el ClO3 - forme Cl2
KClO4
HPO32ClO2
una ecuación en que el ClO3- forme
Como síntesis de esta primera parte podemos señalar que: En todas las
semirreacciones se emplean electrones y que los reductores ceden electrones y los
oxidantes aceptan electrones.
En la suma de dos semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción, debe
tenerse presente que el oxidante capta los electrones y el reductor los cede en la misma
14
16. cantidad. Para que haya equivalencia se llevan a un mínimo común múltiplo. En buenas
cuentas se está manejando el mismo número de equivalentes químicos.
Si el reductor acepta oxígeno las semirreacciones son del tipo:
R1
+ H2O
→ (R1)O + 2H+ + 2e- (R1 : es el reductor1)
Un átomo central ( o principal) componente de R1 aumenta su número de oxidación.
Por ejemplo, en el K2SO3 el S es el átomo central(SO32- → SO42- )
Si el oxidante cede oxígeno, las semirreacciones son del tipo:
R2O + 2H+ + 2e- → R2 + H2O (R2 : es el reductor 2)
En este caso, un componente del “radical” R2 disminuye su número de oxidación. Por
ejemplo cuando MnO4 - pasa a Mn2+
NOTA: Recuerden que no todas las reacciones redox requieren la participación del O.
Cada semirreacción puede verse como un proceso reversible, por lo cual podría
representárselo con doble flecha.
R1 +
H2O
↔ RO + 2H+ + 2eNo se hace de esta manera porque en el proceso que se trate (reacción), la
semirreacción se toma en uno de sus sentidos.
2. Reacciones de oxidación-reducción en medio alcalino.
Estas reacciones, en disolución acuosa, ocurren en presencia de OH-. En consecuencia,
además de los electrones intercambiados por las dos semirreacciones, se pueden agregar o
producir OH- y/o H2O.(Auxiliares: e-, H2O y OH-)
Los procesos principales son:
Hay intercambio de electrones: el reductor cede electrones y el oxidante los
captura.
La cantidad de electrones cedidos es igual a la cantidad de electrones
aceptados.
Si el reductor toma oxígeno para oxidarse, lo toma de los grupos OH-.
R 1 + 2OH→ R1O + H2O + 2e- (R1: resto o radical)
Si el oxidante cede oxígenos estos se unen al agua para formar OHR2O + H-OH + 2e- → R2
+ 2OH- (R2: resto o radical)
Las dos semirreacciones representan procesos reversibles (
en el sentido en que lo pide la semi-reacción (→).
→
), pero se usa la flecha
Ejemplos.
1.
Sn
a)
b)
+ ClO-
+ H2O → Sn2+ + Cl-
+ 2OH-
Sn
→ Sn2+ + 2eClO- + H2O + 2e- → Cl- + 2OHSn
+ ClO-
+ H2O → Sn2+
+ 2OH- + Cl-
15
17. + NaClO + H2O → Sn(OH)2 + NaCl
Sn
I- + MnO4 - + H2O → MnO2 + I2 + OH-
2.
a)
b)
I→ I + eMnO4- + 2H2O + 3e- → MnO2 + 4OH-
a)
b)
3I→ 3I + 3eMnO4 + 4H2O + 3e → MnO2 + 4OH-
/x3
3I- + MnO4- + 4H2O → 3I + MnO2 + 4OH- /2
6I- + 2MnO4 - + 8H2O → 6I + 2MnO2 + 8OHResuelve los siguientes ejercicios. Trátalos todos en medio alcalino. Agrega H2O u OHcuando sea necesario, y ,por supuesto los electrones que sean requeridos:
BrPb(OH)42Tl2O3
Tl3+
SCNUO2+
Br2
CrO42IOAl
Au
P4
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
MnO4ClONH2OH
HNH3+
BrO3ClO3 HSnO2 HPO32OHCNOH-
→
→
→
→
→
→
→
→
→
→
+
→
MnO2
PbO2
TlOH
Tl1+
CNUO22+
BrO3HSnO3PO43Al(OH)63O2
H2PO2-
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
→
+
BrO3ClN2
N2
Br+ SO42Cl
BrCrO2
IH2
(Au(CN)2)- + OHPH3
El agua oxigenada como oxidante en medio alcalino. Tal como ocurre en medio ácido,
en medio alcalino el agua oxigenada puede actuar como oxidante o como reductora, según
con qué reactivo interaccione.
El agua oxigenada al actuar como oxidante no desprende O2.
Completar las ecuaciones siguientes:
Ej.
Na2S
+
H2O2 →
Na2SO3
a)
b)
S2H2O2
+
+
6OH- →
2e→
SO32- +
OH-
.
CrCl3 +
NaOH + Na2O2 →
Ejercicios.
3H2O + 6e-
Na2CrO4 +
/x3
H2O + NaCl
16
18. .
NaCr(OH)4+ Na2O2 + NaOH
B + KOH +
H2O2
→ Na2CrO4 +
→ K2B2O3
H2O
+
H2O
Na2S2O3 + H2O2 + NaOH → Na2SO3 +
H2O
El agua oxigenada| como reductora en medio alcalino(desprende O2).
Ejemplo. Completarlo.
MnO4- +
H2O2 →
MnO2 +
MnO4H2O2
Ejercicios.
+
+
2H2O + 3e- →
2OH→
Cl2O7
a)
b)
+
H2O2 +
Ni(OH)3 +
OH-
O2
MnO2 + 4OH2H2O + O2 + 2e→ ClO2- +
H2O2 → Ni(OH)2 + NaOH +
H2O +
O2
O2
H2O2 → MnO + KOH
K2MnO4 +
Reacciones de desproporcionación (dismutación) en medio alcalino.
En estas reacciones la misma especie actúa como oxidante y como reductora.
P4
Ejercicio.
P
P
Cl2
OH-
+
OH→
+ 3H2O + 3e →
P
P4
Otro ejemplo:
+
+
+
+
H2O
H2O
OH-
→
→
→
→
PH3
+
H3PO3
H3PO3 + 3ePH3 + 3OHH3PO3
H3PO3
Cl-
+
+
PH3
PH3
Completarlo
+ ClO4-
17
19. SERIE DE ECUACIONES REDOX
En los ejercicios que se proponen a continuación son mayoritariamente los que ocurren en
disolución acuosa, pero también se incluyen otros que, sin que se lleven a cabo en estas
condiciones, se pueden balancear por el método del ión-eletrón.
1.
Ag + HNO3 → Ag NO3 + NO2 + H2O
2.
Al + NaOH
3.
Al + NaOH → NaAl(OH)4 + H2↑
4.
Al + HNO3 → Al(NO3 )3 + NO2 + H2O
5.
As2S3 + KClO3 →
6.
Na3AsO3 + KMnO4 + H2SO4→K2SO4+ MnSO4 + H3AsO4 + H2O
7.
Au + KCN
8.
Au
9.
H3SbO4 + HI → H3SbO3 + I2
10.
SbCl5 + KI
11.
Sb2O5 + HI → Sb2O3 + I2
12.
Sb2S5 + HCl
13.
H3SbO3 + KIO3 + HCl → H3SbO4 + KCl + ICl
14.
NaSbO3 + HI → NaSbO2 + I2
15.
H3SbO3 + I2 → H3SbO4 + HI
16.
Sb2O3 + I2 → Sb2O5 ↓ + HI
17.
SbCl3 + I2 + HCl →
18.
Sb2(SO4)3 + KMnO4 + H2O → H3SbO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2SO4
19.
NaSbO2 + I2 + H2O → NaSbO3 + HI
→ Al(OH)63- +
+
+ HNO3 +
H2↑
KH2AsO4 + H2SO4 + KCl
O2 + H2O →
HCl
→
K[Au(CN)2]
+ OH-
AuCl3 + H2O + NO
(agua regia)
→ SbCl3 + KCl + I2
→ SbCl3 + S + H2S
SbCl5 + HI
18
26. Otras aplicaciones
Pilas, celdas,baterías.. Te invito a que resuelvas los siguientes ejercicios. Se trata de las
reacciones que ocurren para producir corriente continua.
Recuerda que se llama bateria a una celda electroquímica o a un conjunto de celdas
electroquímicas combinadas que pueden servir como fuente de corriente eléctrica directa a
un voltaje constante. La ventaja de las celdas electroquímicas consiste en que los
componentes están convenientemente compactados y no necesitan auxiliares para su
funcionamiento. Intenta resolver las ecuaciones que corresponden a las reacciones de
óxido-reducción que ocurren en cada caso.
Celda de Le Clanché:
Ánodo de Zn
Cátodo: NH4Cl(ac) + MnO2(s)
Celda de mercurio(Batería): Ánodo de Zn(Hg) + OHCátodo de HgO(s) + H2O(l)
Acumulador de plomo:
Pilas de combustible:
Ánodo de Pb(s) + HSO4-(ac)
Cátodo PbO2(s) + H+(ac) + HSO4Ánodo de (C/Ni)/(H2(g) + OH-)
Cátodo de (C/Ni/NiO (poroso))/ ( H2O(l) + O2(g))
Ánodo de (C/Ni)/(CH4(g) + OH-)
Cátodo de (C/Ni/NiO (poroso))/(O2(g) + H2O(l))
Ánodo (C/Ni)/(C3H8(g) + H2O(l))
Cátodo (O2(g) + OH-)
Pila de níquel/cadmio
Ánodo de (Cd + OH-)
Cátodo de (Ni2O3 + H2O(l) )
Pila alcalina de Li
Ánodo de Li
Cátodo de S
Batería Alcalina
Ánodo
Ánodo
Zn + OH(MnO2/grafito) + H2O
25
27. Bibliografía
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Whitten,, K. W.,Dvis, R.E., PecK, M.L. y Stanley, G.G. Chemistry, Thomson Broks/Cole,USA, 2007
26
28. I N D I C E
Introducción
1.0 Reacciones en medio ácido
Semirreacciones de reducción
Ejemplos de semireacciones de
Reducción
Semirreacciones de oxidación
Ejercicios con especies monoatómicas
Oxidación
Ejercicios para resolver
Combinación de 2 semirreacciones
Ejercicios redox para resolver.
1
2
3
4
4
4
5
6
9
10
Reacciones secundarias:
Después de obtener la ecuación formular(molecular)
Formación de una sal ácida
Formación de un complejo
Un compuesto con dos reductores potenciales 11
Reacciones de oxidación con H2O2
en medio ácido
Reacciones de redución con H2O2
en medio ácido
12
12
Desproporcionación de una especie química
(dismutación)
14
2. Reacciones de óxidorreduccón
en medio alcalino
15
Resuelve los siguientes ejercicios
El agua oxigenada como oxidante, en medio alcalino 16
El agua oxigenada como reductora, en medio alcalino 17
Reacciones de desproporcionación
Dismutación en medio alcalino
17
SERIE DE ECUACIONES REDOX 18-24
Otras aplicaciones .
Pilas, celdas, baterías
Bibliografía
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