• Asignatura: Química
  • Autor: Dqnn
  • hace 2 años

Ajuste por el método del número de oxidación las siguientes ecuaciones:

b) Sn + HNO || SnO2 + NO2 + H2O

c) HS + HNO, NO + S + H2O

d) Bi + HNO3 || Bi(NO3)3 + NO + H2O

e) CuSO4 + KI || Cul + K2SO4 + l2

f) Na2CrO4 + C || Cr2O3 + Na2O + CO

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Respuesta dada por: maiete1234
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Explicación:

BALANCEO DE ECUACIONES REDOX.

MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN

FACULTAD DE QUÍMICA UNAM Dr. Aníbal Bascuñán Blaset

Introducción: De acuerdo a sus características químicas, las reacciones pueden ser

agrupadas de muy diferentes maneras. Así es posible hablar de reacciones ácido-base, de

síntesis, de doble descomposición o metatesis, de sustitución, de neutralización, de

oxidación-reducción, etcétera.

En esta presentación nos abocaremos a la resolución de las ecuaciones mediante las cuales

se representa a las reacciones de óxidación-reducción, y estudiaremos el balanceo de

ecuaciones por el método del ion-electrón. El contenido está destinado a estudiantes que

se inician en este estudio, razón por la cual se dan muchos detalles y algunas indicaciones,

justamente para principiantes.

Este procedimiento es llamado "método del ion-electrón", porque en su resolución

aparecen iones y electrones, por cuanto la mayor parte de las reacciones presentadas

ocurren en medio acuoso. Aunque a veces también aparecen especies al estado sólido o

líquido, las que se expresan por sus símbolos, sus fórmulas mínimas o sus fórmulas

globales. Ej. Cu, Fe, Hg, As2S3, CuO, SO2, H2O, etcétera.

Durante el balanceo de las ecuaciones se emplean los iones y moléculas que cambian

durante el proceso, es decir, aquellas especies químicas en las cuales el elemento principal

(el elemento central de las especies poliatómicas) aumenta o disminuye su número de

oxidación. En los iones poliatómicos se hace hincapié sobre el átomo central, porque es el

que experimenta el cambio en el número de oxidación durante el proceso de óxidoreducción.

Ejemplos.

MnO4

-

→ Mn2+ Mn7+ → Mn2+

CrO4

2-

→ Cr3+ Cr6+ → Cr3+

NO3

-

→ NO N5+

→ N

2+

AsO3

3-

→ AsO4

3- As3+

→ As5+

Lo anterior implica que en uno u otro miembro de la ecuación deberán aparecer los

electrones necesarios para igualar las cargas presentes en ambos miembros de la misma.

Por otra parte, como se trabaja en medio acuoso, estarán presentes el agua y los hidronios o

los hidroxilos, según el caso, los que serán nuestras herramientas para el balanceo de las

ecuaciones. Para facilitar la escritura se representa los hidronios H3O

+

por H+

.

1. Reacciones de oxidación-reducción en medio ácido.

En este caso, las especies químicas auxiliares que pueden aparecer son: H

+

, H2O y, por

supuesto, los electrones e

-

.

Se parte del hecho de que se conocen los reaccionantes (reactivos agregados) y los

productos de la reacción química (reactivos producidos).  

2

En estas ecuaciones siempre están presentes una especie oxidante y una especie reductora,

ya sea en los reactivos iniciales o en los productos obtenidos.

En el proceso, el átomo principal de la especie oxidante acepta electrones y se

transforma en una especie de menor número de oxidación que se conoce como el estado

reducido de la especie oxidante, por haber captado electrones.Ej. Fe3+ + e- → Fe2+

Por su parte, el átomo principal de la especie reductora cede electrones, se oxida, y se

transforma en una especie oxidada. El átomo central o átomo principal ha aumentado así su

número de oxidación.

A cada una de estas dos reacciones se las llama semireacciones de oxidación o de

reducción, según el caso.

Oxidante + ne-

→ Reductor (ne-

:

N° de electrones)

Examinemos algunas reacciones en que un oxidante acepta electrones y da origen una

especie reducida.

Debemos insistir en que cuando el oxidante oxida a otra especie, él mismo se reduce al

aceptar electrones. Ha disminuido su número de oxidación.

Ejemplos:

Especie Especie Pares

oxidante Reducida Redox

Sn4+ + 2e-

Sn2+ Sn4+/Sn2+

Fe3+ + 1e- → Fe2+ Fe3+/Fe2+

½O2 + 2e- → O

2-

½ O2/O2-

O2 + 2e- → O2

2- O2/O2

2-

O2 + 4e- → 2 O2-

O2/O2-

S + 2e- → S

2-

S/S2-

½Cl2 + 1e- → Cl-

Cl2/ClCl2 + 2e- → 2Cl-

Cl2/ClEn los ejemplos anteriores, un ión o un átomo capta electrones, se reduce. A estas

ecuaciones se las llama semirreacciones de reducción.

Para simplificar la presentación hemos omitido informaciones acerca de las condiciones de

las especies. Así Sn4+

(ac) se representa por Sn2+ , y Cl2(g)) se anota como Cl2.

Semirreacciones de reducción.

Ejercicios con especies monoatómicas:

F2 + 2e-

→ 2FCl2 + 2e-

→ 2ClBr2 + 2e-

→ 2BrI2 + 2e-

→ 2IS + 2e-

→ S2-

3

Enseguida, en un ejemplo más complejo, presentamos las etapas sucesivas que se pueden

seguir cuando se trata de un ion poliatómico. De acuerdo con Gagné, esta secuencia

simplifica la comprensión del proceso, lo que permite su mejor asimilación.

MnO4

-

+ H+

→ Mn2+ + H2O .

a) Se escribe las especies oxidadas (oxidantes) y los productos de su reducción.

MnO4

-

→ Mn2+

b) Se anota agua en el miembro contrario al que tiene exceso de oxígeno.

MnO4

- → Mn2+ + H2O

c) Se iguala la cantidad de oxígenos.(Se anotan tantas moléculas de agua como

oxígenos cede el oxidante)

MnO4

- → Mn2+ + 4H2O

d) Para formar el agua se anotan protones (H+

) a la izquierda.

MnO4

-

+ H

+ → Mn2+ + 4H2O

Respuesta dada por: joaquincamposmateoAY
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Respuesta:

A

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