Practica Soluciones

Instituto Politécnico Nacional

IPN

Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas

ESIQIE

Academia de química

Laboratorio de química de soluciones

INTEGRANTES:

FLORES CRUZ BRENDA

HERNANDEZ LEON EDUARDO HERON

VARGAS JUAREZ MARIA DE LOS ANGELES

1IV22

ING. ROCÍO REYNOSO PALOMINO.

Sesión No. 2 “REACCIONES QUÍMICAS DE ÓXIDO REDUCCIÓN”

OBJETIVO GENERAL:

Aplicar los métodos del estado de oxidación y del ión electrón para el ajuste de las ecuaciones químicas de las reacciones químicas.

OBJETIVOS PARTICULARES

• Identificar las especies químicas oxidante y reductora en una reacción de oxidación-reducción (redo).

• Manejar experimentalmente diversas reacciones redo tipo

• Actuar de forma responsable en el manejo y uso de materiales y reactivos.

Actividades previas:

REGLAS PARA ASIGNAR NÚMEROS DE OXIDACIÓN

• Todos los elementos en estado natural o no combinados tienen número de oxidación igual a CERO (0).

• Todos los elementos del grupo AI "alcalinos" (H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) en sus compuestos tienen número de oxidación de 1+.

• Todos los elementos del grupo 2A "alcalinotérreos" (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) en sus compuestos tienen número de oxidación 2+.

• El Hidrógeno en sus compuestos tienen número de oxidación 1+ excepto los hidruros (hidruros: metales unidos al hidrogeno) cuyo número de oxidación es 1-.

• El oxigeno en sus compuestos tienen número de oxidación 2- excepto en los peróxidos (peróxido: cuando dos oxígenos están unidos entre sí. MeO2) cuyo número de oxidación es 1-.

• El azufre como sulfuro tienen número de oxidación 2-.

• Todos los elementos del grupo XII A "halógenos" (F, Cl, Br, I, At) en sus compuestos binarios tienen números de oxidación 1-.

• Todos los radicales conservan su número de oxidación en las reacciones Químicas.

• La suma de las cargas de los números de oxidación debe ser igual a CERO.

Balanceo por el método del número de oxidación

El método de balanceo de ecuaciones por el número de oxidación es el más utilizado para balancear ecuaciones moleculares.

1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor

2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente forma:

3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe multiplicarse por 2.

4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como molécula diatónica, por lo que es necesario multiplicar por 2.

5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:

6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:

7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua:

8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más pequeños:

Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes definiciones:

Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce.

Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida.

Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida.

Electrones transferidos: En todo proceso redo el número de electrones transferidos es igual al número de electrones perdidos en la oxidación e igual al número de electrones ganados en la reducción.

e- transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción

e- transferidos = 4e- = 4e-

BALANCE DE ECUACIONES QUIMICAS POR EL METODO DE ION ELECTRON

Este método también es conocido como de semireacción o de media reacción, esto debido a que el método se basa en analizar por separado dos reacciones que son las reacciones de oxidación y las reacciones de reducción, las cuales se balancean y una vez estén balanceadas se suman con el fin de obtener la ecuación final balanceada, para lograr balancear por este método se deben seguir los siguientes pasos:

1. Escriba la ecuación a balancear

2. Escriba cada especie química de forma iónica( No se ionizan los elementos en estado libre es decir como el elemento puro, tampoco se ionizan los óxidos ni los compuestos covalentes, si se encuentran cualquiera de estas especies químicas se dejan tal cual ya que esta es su forma iónica al no poderse ionizar)

3. Escriba los elementos que cambian de estado de oxidación mostrando su estado de oxidación antes y después de la reacción.

4. Se determina el elemento que gana electrones en la reacción y luego se escribe una reacción química con las especies químicas que contienen a este elemento, esta sería la semireacción de reducción.

5. Se determina el elemento que pierde electrones en la reacción y luego se escribe una reacción química con las especies químicas que contienen a este elemento, esta sería la semireacción de oxidación.

6. Balancee en cada semireacción los elementos distintos al H y el O.

7. Para balancear los átomos de oxigeno se añaden la cantidad de aguas que sean necesarias en la zona de la ecuación que hagan falta oxígenos.

8. Para balancear los átomos de hidrogeno se añaden la cantidad de protones que sean necesarios en la zona de la ecuación que hagan falta hidrógenos.

...