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Reacciones Redox

Reacciones Redox. Ejemplo: Zn Zn 2+ + Se oxida Cu 2+ + Cu Se reduce. Cede electrones. Átomo 1. Átomo 2. 2e-. 2e-. Este átomo Se oxida (pierde electrones) Es el agente reductor. Este átomo Se reduce (gana electrones) Es el agente oxidante.

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Presentation Transcript

  1. Reacciones Redox Ejemplo: Zn Zn2+ + Se oxida Cu2+ + Cu Se reduce Cede electrones Átomo 1 Átomo 2 2e- 2e- Este átomo Se oxida (pierde electrones) Es el agente reductor Este átomo Se reduce (gana electrones) Es el agente oxidante Zn + Cu2+ Cu + Zn2+ Balanceo de ecuaciones de reacciones Redox Método ión electrón (Medias celdas)

  2. 1) Escribir la ecuación no balanceada de la reacción en forma iónica Algoritmo para balancear ecuaciones de reacciones Redox Método ion-electrón (medio ácido) 2) Dividir la ecuación dos semirreacciones (oxidación y reducción) 3) Balancear átomos diferentes a H y O Medio ácido: 5) Balancear cargas adicionando e- Igualar el número de e- en las dos semireacciones 4) Balancear O: adicionando H2O y los H, adicionando H+ 6) Sumar las semirreacciones y verificar que queden balanceadas (en elementos y cargas)

  3. 1) 1) Escribir la ecuación no balanceada de la reacción en forma iónica Algoritmo para balancear ecuaciones de reacciones Redox Método ion-electrón (medio básico) 2) Dividir la ecuación dos semirreacciones (oxidación y reducción) 3) Balancear átomos diferentes a H y O Se siguen el mismo procedimiento que para el medio ácido hasta el paso (5), enseguida se cambia el medio ácido por el básico, realizando los pasos 6 y 7 4) Balancear O: adicionando H2O y los H, adicionando H+ 5) Balancear cargas adicionando e- Igualar el número de e- en las dos semireacciones 6)Adicionar un OH- por cada H+ que haya en ambos lados de la semirreacción y reunir H+ con OH- formando H2O en ambos lados 7) Reunir términos comunes de un solo lado de las semirreacciones y sumarlas. verificar que queden balanceadas (en elementos y cargas

  4. Balancear la siguiente ecuación, en solución ácida: Paso # 1Ecuación iónica: Cr2O72- + I - Cr3+ + I2 (medio ácido) Paso #2: dividir la ecuación en dos medias reacciones: oxidación y reducción Cr2O72- Cr3+ [reducción] I - I2 [oxidación] Paso #3:Balancea átomos Para la media reacción del del Cr2O72-/Cr3+ : a) Balancea átomos diferentes a O e H. Balancear los dos Cr’s de la izquiera colocando un dos como coeficiente a la derecha. Cr2O72-2 Cr3+

  5. Paso 4. Balancea átomos de O adicionando moléculas de H2O , Adiciona 7 moléculas a la derecha para balancear 7 oxígenos: Cr2O72- 2 Cr3+ + 7 H2O Balancea los átomos de H adicionando iones H+. Son dos átomos de H por molécula de agua, entonces necesitamos adicionar 14 hidrogenos a la izquierda: 14 H+ + Cr2O72- 2 Cr3+ + 7H2O Paso 5.Balancear cargas adicionando electrones. En el lado izquierdo tenemos una carga de +12 y del lado derecho de +6. Entonces tenemos que adicionar 6 electrones al lado derecho de la ecuación 6 e- + 14 H+ + Cr2O72-2 Cr3+ + 7 H2O Para la media reacción: I -/I2 No se requiere balancear átomos que no sean: O ni H. Los átomos de Iodo se balancean colocando un 2 como coeficiente del lado izquierdo 2 I - I2

  6. Balancear cargas adicionando electrones. Para balancear las dos cargas negativas de la izquierda, adicionar 2 electrones a la derecha. 2 I - I2 + 2 e- Igualar el número de electrones en las dos medias reacciones Multiplicar cada media reacción por algún entero que iguale el # e- 3(2I - I2 + 2 e-) 6 I- 3 I2 + 6 e- Paso # 6 Sumar las medias reacciones, reuniendo términos comunes de un solo lado de la ecuación: 6 e- + 14 H+ + Cr2O72- 2 Cr3+ + 7 H2O 6 I - 3 I2 + 6 e- 6 I - + 14 H+ + Cr2O72- 3 I2 + 7 H2O + 2 Cr3+ Verificar : ¡reactivos(6I, 14H, 2Cr, 7O, carga 6+) = en productos!)

  7. Balanceo reacciones Redox Solución Básica Balancear la siguiente ecuación de la reacción en solución básica. 1) MnO4-+ C2O42- MnO2 + CO32- Seguimos los mismos pasos que para el medio ácido hasta el paso 5 2) Dividir le ecuación en dos medias reacciones: MnO4- MnO2 C2O42- CO32- 3) Balancear en la media reacción de reducción: a) Átomos que no sean O ni H b) Átomos de O con agua c) Átomo de H con H+ d) Cargas con e- No necesitamos MnO4- MnO2 + 2 H2O 4 H+ + MnO4- MnO2 + 2 H2O 3 e- + 4 H+ + MnO4- MnO2 + 2 H2O

  8. C2O42- 2 CO32- 2 H2O + C2O42- 2 CO32- Balancear la media reacción de oxidación C2O42- CO32- Balancear: a) Átomos que no sean O ni H b) Átomos de O con agua c) Átomos de H con H+ d) Cargas con e- 2 H2O + C2O42- 2 CO32- + 4 H+ 2 H2O + C2O42- 2 CO32- + 4 H+ + 2 e- Multiplicar cada media-reacción por un coeficiente para igualar el número de electrones en las dos medias reacciones: oxidación = 2e-, reducción = 3e-, Entonces (oxid x 3 y red x 2 = 6e-) oxid = 6 H2O + 3 C2O42- 6 CO32- + 12 H+ + 6 e- red = 6 e- + 8 H+ + 2 MnO4- 2 MnO2 + 4 H2O

  9. 6) Cambiar el medio: Adicionado un OH- en ambos lados de la ecuación por cada H+ que se tenga 12 OH- + 6 H2O + 3 C2O42- 6 CO32- + 12 H+ + 12 OH- + 6 e- 6 e- + 8OH-+ 8 H+ + 2 MnO4- 2 MnO2 + 4 H2O + 8OH- Ahora, del lado donde haya H+ y OH- reunirlos formando H2O : 12 OH- + 6 H2O + 3 C2O42- 6 CO32- + 12 H2O + 6 e- 6e- + 8H2O + 2 MnO4- 2 MnO2 + 4 H2O + 8OH- Sumarlas y reunir términos comunes: 4 OH- + + 3 C2O42- + 2 MnO4- 6CO32- + 2 MnO2 + 2 H2O Checar: reactivos (2Mn, 24O, 6C, 4H, cargas: 12-) = productos, ¡(igualados)!

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