Balanceo Ion Electron Acido y Basico Reaciones Redox
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Colegio Pedro de Valdivia Providencia
Cuarto Medio
Prof. Jorge Yáñez R.
Reacciones de intercambio de
electrones “Redox”
Reacciones de intercambio electrónico
cotidianas: Combustión:
CH4(g) + 2O2(g) CO2 + H2O(g)
La Corrosión:
4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)
Fotosíntesis y respiración:
6CO2 (g)+ H2O(l) C6H12O6(ac)+ 6O2
Tabla periódica y propiedades
Oxidación y reducción
Oxidación es cuando un elemento pierde electrones
Reducción es cuando un elemento gana electrones.
Cu(s) +2AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s) 0 0+ 2+
oxidación
reducción
1.Cobre metálico
en solución de
nitrato de plata.
2. Nitrato de cobre
en solución y
plata metálico.
Reducción y oxidación “Redox”
Siempre ocurre una reacción de oxidación y una de
reducción a la vez.
La reducción se puede detectar por una disminución del
estado de oxidación, se hace más negativo.
La oxidación se puede detectar por un aumento en estado de
oxidación, el estado de oxidación se hace más positivo.
Ecuación general:
Cu(s) +2AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s)
Ecuación iónica total:
2[Ag+(ac) + NO3-(ac)] Cu+(ac) + 2NO3
-(ac) + 2Ag(s)
Ecuación iónica neta: Cu(s) +2Ag+(ac) Cu+(ac) + 2Ag(s)
Estado de oxidación
Significa el número de cargas que tendría un átomo en una
molécula( o en compuesto iónico) si los electrones fueran
transferidos completamente.
S(s) + O2 (g) SO2 (g)0 0 +4 -2
Reglas para asignar el número de
oxidación
1.En los elementos libres, cada átomo tiene un N.O. cero.
H2,Br2, O3, O2, Be, K, Cu, Fe, Na.
2.Para los iones monoatómicos la carga del ion es igual al
N.O.(metales alcalinos N.O=+1; Metales A. Terreos=+2)
3.El N.O. del oxígeno es -2 (O2-2 )en la mayoría de los
compuestos (MgO, H2O, Fe2O3), pero al formar
peróxidos(O2-1) tiene carga -1 (H2O2, Na2O2,Li2O2)
4.El N.O. del hidrógeno es +1(HCl, NaOH, H2S) excepto
cuando está enlazado con metales en compuestos binarios en
donde su número de oxidación es -1( LiH, NaH,CaH2).
Reglas para asignar el número de
oxidación
5.El flúor tiene N.O. -1, en todos sus compuestos.
Los otros halógenos (Cl,Br y I) tienen N.O. negativos
cuando se encuentran como halogenuros.
Cuando se combinan con oxígeno, tienen números de
oxidación positivos.
6.En una molécula neutra, la suma de los N.O. de oxidación
de todos los átomos debe ser 0.
7. En un ion poliatómico, las suma de los N.O. de todos los
elementos debe ser igual a la carga neta del ion.
( NH4+ ---- N-3 y H+)
-3+4(+1)=+1)
Estados de oxidación más comunes
Agente oxidante agente reductor. Cada sustancia juega un papel importante dentro de una
reacción redox, los identificamos como:
Agente oxidante: Ganan electrones.
Agente Reductor: Pierden electrones.
Cu(s) +2Ag+(ac) Cu2+(ac) + 2Ag(s)
Cu: Agente Reductor
Ag+: Agente Oxidante.
0 0
Oxidación/Agente reductor
Reducción/Agente oxidante
Las semirreacciones.
Las reacciones de oxido reducción se deben examinar por
separado en un proceso de oxidación y en un proceso de
reducción.
La cantidad de electrones en juego debe ser la misma,
electrones ganados igual a la cantidad de electrones perdidos.
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
Semirreacción de oxidación:
2Mg 2Mg2+ +4e-
Semirreacción de reducción:
O2 +4e- 2O2-
Tipos de reacciones redox Combinación: Son aquellas en que dos sustancias se combinan
para formar un solo producto:
A + B C
Ejemplos:
1. S(s) + O2(g) SO2 (g)
2. 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
3. H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
4. 2H2(g) + O2(g) 2H2O
Tipos de reacciones redox
Combinación:
K + Cl2 P + Cl2
Tipos de reacciones redox
Descomposición: Es la ruptura de un compuesto en dos o
más componentes.
C A+B
Ejemplos:
1. 2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)
2. 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)
3. 2NaH(s) 2Na(s) + H2(g)
Tipos de reacciones redox
Descomposición:
Hg2O2
Tipos de reacciones redox
Desplazamiento: Un ion ( o un átomo) de un compuesto
se reemplaza por un ion ( o átomo) de otro elemento.
A + BC AC + B
Ejemplos:
1. 2Na(s) + H2O(l) 2NaOH(ac) +H2 Desp. de hidrógeno.
2. Zn(s) + 2HCl(a) ZnCl2(ac) +H2 Desp. de hidrógeno.
3. 2Mg(l) + TiCl4(g) Ti(s) + 2MgCl2 Desp. de metales.
4. 2KBr(ac) + Cl2(g) 2KCl(ac) + Br(l) Desp. De halógenos
Tipos de reacciones redox
Desplazamiento:
Zn + CuSO4 Zn + H2SO4 Al + HCl
K + H2O
Doble desplazamiento
Ejemplo:
K2CrO4 + 2AgNO3 2 KNO3 + Ag2CrO4
AX +BY AY + BX
Ejercicios
Clasifique las siguientes reacciones redox , identifique la
especie reducida , la especie oxidada, el agente reductor,el
agente oxidante y realice las semirreacciones.
1. 2NO2 (g) 2N2(g) + O2 (g)
2. 6Li(s) + N2(g) 2Li3N(s)
3. Ni(s) + Pb(NO3)(ac) Pb(s) +Ni(NO3)2(ac)
4. 2NO2 + H2O(l) HNO2(ac) + HNO2(ac)
Balanceo de ecuaciones redox
En ambos lados de la ecuación hay la misma cantidad de
átomos.
En ambos lados de la ecuación existen las mismas cantidades
de carga, los electrones se conservan.
3Cu(s) + 8HNO3(ac) 3Cu2+(ac) + 2NO(g) +6NO3-(ac) + 4H2O(l)
“ A veces las ecuaciones son demasiado complejas para resolverlas por
tanteo”
Redox en soluciones ácidas
La técnica de balancear ecuaciones redox consiste en
dividirlas en medias reacciones separadas.
Realizaremos el siguiente ejemplo:
H+
SO2(ac) + Cr2O72-(ac) SO4
2-(ac) + Cr3+(ac)
Redox en soluciones ácidas Paso1: Escribir la ecuación esquemática de la reacción.
SO2 + Cr2O72- SO4
2- + Cr3+
Paso2: Asignar números de oxidación a todos los átomos a ambos lados de la ecuación.
SO2 + Cr2O72- SO4
2- + Cr3+
Paso3: Determinar cuales son los átomos que se oxídany los que se reducen.
SO2 + Cr2O72- SO4
2- + Cr3+
+4 -2 +6 -2 +6 -2 +3
reducción
Oxidación
Redox en soluciones ácidas
Paso 4: Dividir y balancear las medias reacciones de
oxidación y reducción.
Reducción: Cr2O72- Cr3+
Oxidación: SO2 SO42-
a) Reducción: Cr2O72- + 6e-
2Cr3+
b) Oxidación: SO2 SO42- + 2e-
“Los oxígenos se igualan con agua y los hidrógenos con protones”
Cr2O72- +14H + + 6e-
2Cr3+ + 7H2O
SO2 + 2H2O SO42- + 2e- + 4 H +
+4 2(+6)=12 +6 2(+3)=6
Redox en soluciones ácidas
Cr2O72- +2H + + 3SO2 2Cr3+ + H2O + 3SO4
2-
Paso 5: Se combinan las dos medias reacciones, de tal manera que ni
se crean ni se destruyen electrones.
2 x (Cr2O72- +14H + + 6e-
2Cr3+ + 7H2O)
3 6 x (SO2 + 2H2O SO42- + 2e- + 4H +) .
Cr2O72- +14H + + 3SO2 + 6H2O 2Cr3+ + 7H2O + 3SO4
2- + 12H +
Paso 6: Balancear, si es necesario, el resto de la ecuación.
Cr2O72- +14H + + 3SO2 + 6H2O 2Cr3+ + 7H2O + 3SO4
2- + 12H +
Ejercicio:
balancear la reacción redox en medio ácido:
H+
MnO4- (ac) + H2O2(ac)Mn2+(ac) + O2(g)
R:
2MnO4- (ac) + 5H2O2(ac) + 6 H+(ac) 2Mn2+(ac) + 5O2(g) + 8H2O(l)
Redox en soluciones básicas
Estas soluciones contienen moleculas de H2O e iones OH-.
En consecuencia debemos agregar moléculas de agua o
iones hidroxilos según sea necesario en la ecuación.
Ejemplo: Escriba la ecuación balanceada para la siguiente
reacción en medio básico.
OH-
MnO4- (ac) + H2O2(ac)MnO2 (s) + O2(g)
Redox en soluciones básicasPaso1: Escribir la ecuación esquemática de la reacción.
MnO4- (ac) + H2O2(ac)MnO2 (s) + O2(g)
Paso2: Asignar números de oxidación a todos los átomos a ambos
lados de la ecuación.
MnO4- (ac) + H2O2(ac)MnO2 (s) + O2(g)
+7 -2 +1 -1 +4 -2 0
Paso3: Determinar cuales son los átomos que se oxidan y los que se
reducen.
-1 0
MnO4- (ac) + H2O2(ac)MnO2 (s) + O2(g)
Reducción
7 4 = 3
2(-1) 0=-2
Oxidación
Redox en soluciones básicasPaso 4: Dividir y balancear las medias reacciones de oxidación y
reducción.
Reducción: MnO4-MnO2
H2 Oxidación: H2O2 O2
7 4
a) Reducción: MnO4- + 3e-MnO2
“Se equilibra la carga neta de -4 al lado izquierdo de la ecuación con
4 hidroxilos al lado derecho”
MnO4- + 3e-MnO2 + 4OH-
MnO4- + 2H2O + 3e-MnO2 + 4OH-
Redox en soluciones básicasb) Oxidación: H2O2O2 + 2e-
“ La carga de la media reacción se puede balancear agregando un par
de iones OH- a los reactivos.
H2O2 + 2OH- O2 + 2e-
H2O2 + 2OH- O2 + 2e- + 2H2O
Redox en soluciones básicasPaso5: Se combinan las dos medias reacciones, de tal manera que ni
se crean ni se destruyen electrones.
2x (MnO4- + 2H2O + 3e-MnO2 + 4OH-)
3x (H2O2 + 2OH- O2 + 2e- + 2H2O) .
2MnO4- +3H2O2 + 6OH- + 4H2O 2 MnO2 + 3O2 + 8OH- + 6H2O
Paso6: Balancear, si es necesario, el resto de la ecuación.
2MnO4- +3H2O2 2 MnO2 + 3O2 + 2OH- + 2H2O