Reacciones Redox Átomo 1 Átomo 2 Cede electrones Este átomo Se oxida (pierde electrones) Es el agente reductor Este átomo Se reduce (gana electrones) Es.

Presentación del tema: "Reacciones Redox Átomo 1 Átomo 2 Cede electrones Este átomo Se oxida (pierde electrones) Es el agente reductor Este átomo Se reduce (gana electrones) Es."— Transcripción de la presentación:

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

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

3 2) Dividir la ecuación dos semirreacciones (oxidación y reducción) 2) Dividir la ecuación dos semirreacciones (oxidación y reducción) 3) Balancear átomos diferentes a H y O 1)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) 5) Balancear cargas adicionando e- Igualar el número de e- en las dos semireacciones 7) Reunir términos comunes de un solo lado de las semirreacciones y sumarlas. verificar que queden balanceadas (en elementos y cargas 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 H 2 O y los H, adicionando H+ 6)Adicionar un OH - por cada H + que haya en ambos lados de la semirreacción y reunir H + con OH - formando H 2 O en ambos lados

4 Balancear la siguiente ecuación, en solución ácida: Paso # 1 Ecuación iónica: Cr 2 O 7 2- + I - Cr 3+ + I 2 (medio ácido) Paso #2: dividir la ecuación en dos medias reacciones: oxidación y reducción Cr 2 O 7 2- Cr 3+ [reducción] I - I 2 [oxidación] Paso #3: Balancea átomos Para la media reacción del del Cr 2 O 7 2- /Cr 3+ : a) Balancea átomos diferentes a O e H. Balancear los dos Cr’s de la izquiera colocando un dos como coeficiente a la derecha. Cr 2 O 7 2- 2 Cr 3+

5 Paso 4. Balancea átomos de O adicionando moléculas de H 2 O, Adiciona 7 moléculas a la derecha para balancear 7 oxígenos: Cr 2 O 7 2- 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 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 + + Cr 2 O 7 2- 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 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 + + Cr 2 O 7 2- 2 Cr 3+ + 7 H 2 O Para la media reacción: I - /I 2 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 - I 2

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

7 Balanceo reacciones Redox Solución Básica Balancear la siguiente ecuación de la reacción en solución básica. 1) MnO 4 - + C 2 O 4 2- MnO 2 + CO 3 2- Seguimos los mismos pasos que para el medio ácido hasta el paso 5 2) Dividir le ecuación en dos medias reacciones: MnO 4 - MnO 2 C 2 O 4 2- CO 3 2- 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 MnO 4 - MnO 2 + 2 H 2 O 4 H + + MnO 4 - MnO 2 + 2 H 2 O 3 e - + 4 H + + MnO 4 - MnO 2 + 2 H 2 O

8 Balancear la media reacción de oxidación C 2 O 4 2- CO 3 2- 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 - C 2 O 4 2- 2 CO 3 2- 2 H 2 O + C 2 O 4 2- 2 CO 3 2- 2 H 2 O + C 2 O 4 2- 2 CO 3 2- + 4 H + 2 H 2 O + C 2 O 4 2- 2 CO 3 2- + 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 H 2 O + 3 C 2 O 4 2- 6 CO 3 2- + 12 H + + 6 e - red = 6 e - + 8 H + + 2 MnO 4 - 2 MnO 2 + 4 H 2 O

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