SEMANA # 5 (clase # 5) REACCIÓNES DE OXIDO-REDUCCIÓN (Redox)

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1 SEMANA # 5 (clase # 5) REACCIÓNES DE OXIDO-REDUCCIÓN (Redox)
SEMANA # 5 (clase # 5) REACCIÓNES DE OXIDO-REDUCCIÓN (Redox). Definiciones y Balanceo por el método Redox Profesora Licda. QB Lucrecia C. de Leiva Unidad Didáctica de Química 2015

2 Reacciones de Oxidación-Reducción Fe0 - 2e = Fe +2 - 1e = Fe +3
O e = O-2 Son reacciones químicas donde hay transferencia de electrones de una sustancia a otra. Si una sustancia pierde electrones , otra los gana. Se dá en las reacciones de Síntesis, Análisis, Simple sustitución, Combustión y otras. No se dá en Doble sustitución ni en Neutralización. ¿Cómo se determina si hay Redox? Analizando si los # de oxidación de los átomos en los reactivos, cambian en los productos.

3

4 4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3 OXIDACION REDUCCION Perdida de electrones
Siempre involucra Puede involucrar Perdida de electrones Aumenta el valor del # de oxidación Aumento de oxígeno Perdida de hidrógeno Ganancia de electrones Disminuye el valor del # de oxidación Perdida de oxígeno Aumento de hidrógeno

5 AGENTE REDUCTOR Sustancia que contiene al elemento que se oxida
AGENTE REDUCTOR Sustancia que contiene al elemento que se oxida. Al oxidarse, pierde electrones, favoreciendo que otra sustancia los gane, es decir que se reduzca, por eso se llama agente reductor. Debe buscarse del lado de los reactivos ( del lado izquierdo de la ecuación) AGENTE OXIDANTE Sustancia que contiene al elemento que se reduce. Al reducirse, gana electrones, favoreciendo que otra sustancia los pierda, es decir se oxide, por eso se llama agente oxidante. Debe buscarse del lado de los reactivos ( del lado izquierdo de la ecuación)

6 Procedimiento Asignar # de oxidación a cada reactivo y producto.
Observar que átomos cambiaron. Determinar quién se oxidó y quién se redujo y de cuantas unidades fue el cambió de c/u. 4. Colocar estos cambios como coeficientes a c/u pero cruzados. El cambio del oxidado será coeficiente del que se redujo. El cambio del reducido será coeficiente del oxidado.

7 Deben simplificarse cuando se pueda.
6. Balancear el lado opuesto de la reacción según los coeficientes ya colocados. 7. Balancear el resto de la ecuación por tanteo siguiendo el orden: Metales, no-metales, H y O. 8. Comprobación de la igualdad R = P El AGENTE REDUCTOR Y OXIDANTE se busca del lado de los REACTIVOS. El # TOTAL DE ELECTRONES TRANSFERIDOS se calcula en la ecuación balanceada. Es el cambio de la oxidación ó la reducción multiplicado por su coeficiente. Total de reducción= Total de oxidación

8 Para cada ecuación llenar el cuadro con los siguientes datos:
ECUA-CION ELEMENTO QUE SE OXIDA ELEMENTO QUE SE REDUCE # ELECTRONES GANADOS # ELECTRONES PERDIDOS AGENTE OXIDANTE AGENTE REDUCTOR ELECTRONES TRASNFERIDOS COEFICIENTES QUE BALANCEAN LA ECUACIÓN 1) 2) 3) 4) 5)

9 Mg + O2 → MgO H2+ Br2 → HBr CaO + CO2 → CaCO3 CaCO3 → CaO + CO2 HgO → Hg + O2 Al2O3 → Al + O2 Cu(NO3)2 → CuO + NO + O2 Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Zn HCl → ZnCl2 + H2 Mg + AgNO3 → Mg(NO3)2 + Ag AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO

10 12. Al2(SO4)3 + KOH → Al(OH)3+ K2SO4 13. CuO + HCl → CuCl2 + H2O 14
12. Al2(SO4)3 + KOH → Al(OH)3+ K2SO4 13. CuO + HCl → CuCl2 + H2O 14. HCl + NaOH → H2O + NaCl 15. H2SO4 (ac) + KOH  K2SO4 + H2O 16. P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO 17. Bi(OH)3 + Na2SnO2 → Na2SnO3 + Bi + H2O 18. PbS + H2O2 → PbSO4 + H2O 19. HNO3 + H2S → NO + S + H2O 20. Al + H3PO4 → H2 + AlPO4 21. K2Cr2O7 + HCl  CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O 22. As2S5 + HNO3  H3AsO4+ H2SO4+ NO2+ H20

11 Leer la oxidación y reducción en sistemas biológicos en su libro de texto.
Pag 219 y 220