GUÍA DE EJERCICIOS N° 9 REACCIONES REDOX

GUÍA DE EJERCICIOS N° 9
REACCIONES REDOX
SRA . ALICIA LILIAN LIZAMA CORDERO ( ING.QUÍMICO )
SR. HECTOR ADRIAN SOTO RUIZ ( PROFESOR )
INACAP, 2000.

Introducción.

        Esta guía  abarca los conceptos y tipos de ejercicios fundamentales que constituyen las Reacciones Redox en un medio ácido y básico.  Incluyendo   ejemplos sencillos que pueden ser complementados con la programación y desarrollo en clases  con otros ejercicios de mayor complejidad por parte del profesor. Sin embargo, es fundamental que cada alumno resuelva la totalidad de los ejercicios y problemas que aparecen aquí, respetando la secuencia del contenido.


Cómo usar esta guía.

Estudie los contenidos que aparecen en esta guía o en cualquier texto de química general, que dedique a un capitulo de Reacciones Redox. Entre otros pueden ser: "Química" de Raymond Chang, "Química" de Maham o de Sienko-Plane, etcétera.

Resuelva la guía de ejercicios y problemas.

 Es importante que el estudiante busque por su propia cuenta, en la literatura entregada por el profesor, otros ejercicios de mayor complejidad o similares.


Objetivos.

- Aplicar el concepto de semi-reacción  en el equilibrio Redox

- Resolver  algunos ejemplos de reacciones Redox.


Las Reacciones Redox

        Las reacciones en las cuales  los átomos experimentan cambios del  número de oxidación  se llaman reacciones de oxido reducción o reacciones  redox .En ellas hay, o pueden haber, transferencia de electrones.
        
Los átomos iónes o moléculas  al transferir los electrones cambian su estado de oxidación.
        La entidad que gana electrones se reduce y actúa como agente oxidante.
        





La entidad que pierde electrones se oxida y actúa como agente reductor.

Las  reacciones redox se producen en todas las áreas de la química y la bioquímica por  eso es importante el estudio de esta unidad.        
        Para resolver los ejercicios se sugiere el método del ión electrón o de las semi-reacciones, los que se pueden esquematizar en cinco etapas fundamentales.

1.- Identificar la especie que se está oxidando y la especie que se está reduciendo.
2.- Escribir separadamente las semi-reacciones para los procesos de oxidación y
    reducción.
3.- Igualar las  semi-reacciones con respecto a los átomos y las cargas eléctricas.
4.- Igualar el número de electrones de las semi-reacciones.
5.- Combinar las semi-reacciones igualadas para obtener la ecuación de oxidación-
     reducción final.  (sumando  miembro  a  miembro.)
    Este método se puede desarrollar en medio ácido o en medio básico.  

A)        Igualación en medio ácido ( H+ ):

Una vez planteadas las semi-reacciones de oxidación y de reducción, se iguala el número de átomos:
Primero el átomo principal. A continuación se iguala el número de átomos de oxígeno agregando al lado contrario el exceso de oxígenos, tantas moléculas de H2O como oxígeno haya de exceso en un miembro con respecto a otro.  Luego, se iguala el número de átomos de hidrógeno agregando H+ al lado opuesto al exceso.
Finalmente se igualan las cargas, agregando electrones para tal efecto.
Enseguida, se procede de acuerdo a lo indicado en la etapa 4.-
   
Ejemplo
Igualar las ecuaciones iónica y molecular correspondientes a la semi-reacción de Cu
con HNO3  en medio acuoso.
Solución: Se debe escribir la  :  Ecuación  iónica

                                                    Cu  +  NO3-      (    Cu2+    +   NO2
Se debe determinar
El número de  oxidación :           0       +5                +2           +4



Etapa   1:  Se debe determinar sustancia que se oxida y la que se reduce;

Cu se oxida
NO3- se reduce

Etapa   2: Se debe escribir separadamente las semi- reacciones:

                                Cu        (       Cu2+        (  SEMI-REACCIÓN DE OXIDACIÓN )

                                NO3-     (       NO2         ( SEMI-REACCIÓN DE  REDUCCIÓN )


Etapa  3

3.1.- Igualar átomo principal  ( diferente  de  H  y  O  )
Cu       (      Cu2+             ( igualada )

NO3-      (      NO2              ( igualada )


3.2.- Igualación de 0 : Se debe agregar H2O  all lkado derecho de la ecuación si es necesario.

Cu       (      Cu2+
           
NO  -    (      NO2  +  H2O


3.3.- Igualación de H: Se debe agregar H+  (protones) al lado que corresponda.

Cu        (     Cu2+

NO3  -      +      2H+      (   NO2   +    H2O  

Etapa 4

Igualar número de  electrones: el  número de electrónes  debe ser igual a la derecha y a la izquierda de la ecuación total, que resultará al sumar algebraicamente ambas reacciones

Cu        (     Cu2+    +  2 e -    

NO3  -      +      2H+ +   e-  (  NO2  + H2O / *2 = 2NO3 - +  4H+ + 2e-  (  2NO2 + 2H2O

Etapa  5
Se debe sumar miembro a miembro
Ecuación iónica:
Cu   +   2 NO3  -   +   4 H+      +   2e-     (      Cu2+       +   2e-     +   2 NO2   +    2 H2O  




Ecuación molecular :

Cu   +   4 HNO3      (     Cu(NO3) 2      +   2 NO2   +    2 H2O  


B)   Igualación en medio alcalino   (OH - )

Una vez planteadas las semi-reacciones de oxidación y reducción, se iguala el número de átomos: primero el átomo principal, a continuación el número de átomos de oxigeno e hidrogeno, agregando primero tantas moléculas de  H2O  como exceso de oxigeno haya en un miembro con respecto al otro, al mismo lado del  exceso, y segundo, se agrega tantos  OH- como átomos de hidrógenos falten, al lado opuesto al exceso.
Luego se igualan las cargas agregando electrones para tal efecto y finalmente, se procede de acuerdo a lo indicado en la etapa 4.


 EJEMPLO:                          Igualar en medio alcalino   ( OH -) la siguiente ecuación.

                                                             Cl2      (        Cl -  +    ClO3 -


 Solución:          
 Se debe escribir ecuación iónica     Cl2      (        Cl -  +    ClO3 -



Se debe determinar
 Número de Ox:                                     0                 - 1            +5

( A esta ecuación se le llama ecuación de dismutación, porque una misma especie se oxida y se reduce simultáneamente.)

Etapa  1:                        Cl2              se oxida

                                     Cl2               se reduce








Etapa  2:

a)   Cl2       (        Cl03  -  ( semi-reacción de oxidación )


b)   Cl2   (         Cl-       ( semi-reacción de reducción. )  


Etapa  3

Etapa 3.1: Se debe escribir  separadamente la semi-reacción.

a)   Cl2        (    2   ClO3-

b)   Cl2        (    2   Cl -



Etapa  3.2:  Se debe agregar agua al lado derecho de la ecuación.

a)   Cl2        (    2   ClO3-   +     6 H 2 O

b)   Cl2        (    2   Cl -



Etapa 3.3 : Se debe agregar grupos OH- al lado que corresponda:

a)  Cl2    +     12 OH -     (    2   ClO3-   +     6 H 2 O

b)  Cl2        (    2   Cl -



Etapa  3.4: Se igualan las cargas agregando electrones en semi-reacciones.

a)  Cl2    +     12 OH -     (    2   ClO3-   +     6  H 2 O   +   10  e -


b)   Cl2    +   2  e -    (    2   Cl -









Etapa  4: El  N° de electrones debe ser igual a la derecha y la izquierda

a)  Cl2     +     12 OH -     (    2   ClO3-   +   6  H 2 O       +    10  e -      

b)   Cl2    +      2  e -         (    2   Cl -       /  *       5  =  5 Cl 2 + 10 e-(10 Cl  -


Luego se igualan las cargas agregando electrones para tal efecto y finalmente, se procede de acuerdo a lo indicado en la etapa 4.


Combinar las semi-reacciones igualadas para obtener la ecuación de oxido-reducción final.

Etapa  5:      6  Cl2     +     12 OH -     (   2   ClO3-   +     10  Cl -    +   6  H 2 O


Y dividiendo  por  2:

                   3   Cl2    +     6  OH -     (         ClO3-   +       5  Cl -    +   3  H 2 O





Desarrolle los siguientes problemas



1.- Asignar, de acuerdo a reglas establecidas, el número de oxidación de :  

a)  P en  H 3 PO4

b)  N en  NH4 +

c)  Cl en ClO4 -  



2.- Asignar los números de oxidación de cada constituyente en:

a)  K2 Cr 2O7

b)  N2 H5 +            

c)  P2 O7-4



3.- Decidir cuál o cuales de las siguientes reacciones es ( son )   oxidación-reducción:

a)  H3 PO4  +  3 NaOH   (  Na 3 PO4  3 H2O

b)  Cl2  +  2 Kl  (  2 KCl   +  I2

c)  NH3  + H2O  (  NH4  OH

d)  3 Cl2  +   6 KOH   (  5 KCl  +   KClO3   +   3 H2O




4.-  De las siguientes  semi-reacciones, indicar cuál es el agente oxidante:

a)   MnO4+   +  8 H+     +      5  e-     (   Mn2+   +   4  H2O

b)   Cr2O7 - 2    +  14 H +    +  6  e -   (     2 Cr + 3  +   7 H2O

c)   Fe  +3  +   e-   ( Fe 2+


5.-  De las siguientes especies, indicar cuales son oxidantes y cuales son  
     reductores:

a)  NO3-                                b)  KMnO4                      c)  Na2S

d)  Al                          e)  KClO3                       f)  NO2-


6.-  Igualar  la siguiente ecuación en medio ácido:

      HClO   +   I2    +   H+     (   Cl-      +  IO 3 -


7.- Igualar  la siguiente ecuación en  medio  alcalino:

   I2   +  OH  -   (   l-      +  IO 3 -


8.- Igualar  la siguiente  ecuación por el método ión-electrón en medio ácido:

   Al   +  NO3-  (     Al +3  +  NH4+



         

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