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Clases Principales de Reacciones Químicas

Universidad de La Frontera Fac. Ing. Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas. Clases Principales de Reacciones Químicas. Prof. Josefina Canales. La función del agua como disolvente: Solubilidad de compuestos iónicos.

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Clases Principales de Reacciones Químicas

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Presentation Transcript

  1. Universidad de La FronteraFac. Ing. Cs. y Adm.Dpto. Cs. Químicas Clases Principales de Reacciones Químicas Prof. Josefina Canales

  2. La función del agua como disolvente: Solubilidad de compuestos iónicos Conductividad eléctrica– El flujo de corriente eléctrica en una solución es una medida de la solubilidad de compuestos iónicos o una medida de la presencia de iones en una solución. Electrolito –Es una sustancia que conduce la corriente cuando se disuelve en agua. Los compuestos iónicos solubles se disocian completamente y pueden conducir una gran corriente por lo que se denominan electrolitos fuertes. NaCl(s) + H2O(l) Na+(ac) + Cl -(ac) Cuando el cloruro de sodio se disuelve en agua cada ión se solvata, rodéandose de moléculas de disolvente. Estos iones se denominan “acuosos”, se mueven libremente a través de la solución, y conducen la electricidad, o ayudan a los electrones a moverse a través de la solución.

  3. Hacia el electrodo (-) Hacia el electrodo (+) B Los iones positivos y negativos fijos en un sólido no conducen corriente eléctrica A El agua destilada no conduce corriente eléctrica C En solución, los iones positivos y negativos se mueven y conducen corriente eléctrica La conductividad eléctrica de soluciones iónicas

  4. H2O NaCl (s)Na+ (ac) + Cl- (ac) CH3COOHCH3COO- (ac) + H+ (ac) ¿Conduce electricidad en la disolución? Cationes (+) y Aniones (-) Electrólito fuerte: 100% disociación Electrólito débil: no se disocia completamente

  5. H2O 2 moles Na+ 1 mol Na2CO3 Determinación de moles de iones en soluciones acuosas de compuestos iónicos Problema: ¿Cuántos moles de cada ion hay en las siguientes soluciones? a) 4.0 moles de carbonato de sodio disueltos en agua b) 46.5 g de fluoruro de rubidio disueltos en agua c) 75.0 ml de bromuro de escandio 0.56M disueltos en agua a) Na2CO3 (s) 2 Na+(ac) + CO3-2(ac) moles de Na+ = 4.0 moles Na2CO3 x = 8.0 moles Na+ y 4.0 moles de CO3-2 también están presentes

  6. Determinación de moles de iones en soluciones acuosas de compuestos iónicos H2O b) RbF(s) Rb+(ac) + F -(ac) 1 mol RbF 104.47 g RbF moles de RbF = 46.5 g RbF x = 0.445 moles RbF entonces están presentes 0.445 moles de Rb+y 0.445 moles de F – H2O c) ScBr3 (s) Sc+3(ac) + 3 Br -(ac) Conversión de volumen a moles : 1 L 103 ml 0.56 mol ScBr3 1 L Moles de ScBr3 = 75.0 ml x x = 0.042 mol ScBr3 3 mol Br - 1 mol ScBr3 Moles de Br - = 0.042 mol ScBr3 x = 0.126 moles de Br - y 0.042 moles de Sc+3 también están presentes

  7. Distribución de electrones en moléculas de H2 y H2O

  8. La solubilidad de compuestos iónicos en agua La solubilidad de compuestos iónicos en el agua depende de las magnitudes relativas de las fuerzas electrostáticas entre los iones en el compuesto iónico y las fuerzas de atracción entre los iones y las moléculas de agua en el disolvente. Existe un enorme rango en la solubilidad de compuestos iónicos en el agua. La solubilidad de los denominados compuestos “insolubles” puede ser de varios órdenes de magnitud menores a la de aquellos llamados “solubles” en agua, por ejemplo: Solubilidad de NaCl en agua a 20oC = 365 g/L Solubilidad de MgCl2 en agua a 20oC = 542.5 g/L Solubilidad de AlCl3 en agua a 20oC = 699 g/L Solubilidad de PbCl2 en agua a 20oC = 9.9 g/L Solubilidad de AgCl en agua a 20oC = 0.009 g/L Solubilidad de CuCl en agua a 20oC = 0.0062 g/L

  9. La solubilidad de compuestos covalentes en agua Los compuestos covalentes que son muy solubles en agua son aquellos que incluyen el grupo -OH y los llamados “polares” que pueden tener fuertes interacciones polares(electrostáticas) con el agua. Algunos ejemplos de estos compuestos son el azúcar de mesa, sacarosa (C12H22O11); bebidas alcohólicas, etanol (C2H5-OH); y el etileno glicol (C2H6O2) en el anticongelante de automóviles. H Metanol = Metil alcohol H C O H H Otros compuestos covalentes que no contienen un centro polar, ni el grupo -OH se consideran “no polares”, éstos tienen muy pocas o ninguna interacción con las moléculas de agua. Como ejemplos están los hidrocarburos en la gasolina y el aceite que provocan los problemas obvios en los derrames petroleros, donde el petróleo no se mezcla con el agua y forma una capa en su superficie. Octano = C8H18 y / o Benceno = C6H6

  10. Ácidos –Grupo de moléculas covalentes que pierden iones de hidrógeno en moléculas de agua en una solución Cuando un yoruro de hidrógeno gaseoso se disuelve en agua, la atracción del átomo de hidrógeno de la molécula del agua del átomo de hidrógeno en HI es mayor que la atracción del ion de yodo para el átomo de hidrógeno y se pierde en la molécula de agua para formar un ion hidronio y un yoruro en solución. El átomo de hidrógeno en una solución se puede expresar como H+(ac) or as H3O+(ac). La presencia de un átomo de hidrógeno que se pierde fácilmente en una solución es un “ácido” y se llama la solución “ácida”. El agua (H2O) también podria escribirse sobre la flecha para indicar que el solvente era agua en que el HI se disolvió. HI(g) + H2O(L) H+(ac) + I -(ac) HI(g) + H2O(L) H3O+(ac) + I -(ac) H2O HI(g) H+(ac) + I -(ac)

  11. El protónhidratado

  12. Ácidos fuertes y la molaridad de iones H+ en soluciones acuosas de ácidos Problema: En soluciones acuosas, cada molécula de ácido sulfúrico perderá dos protones para producir dos iones de hidronio y un ion de sulfato. ¿Cuál es la molaridad y los iones de sulfato e hidronio en una solución preparada al disolver 155g de ácido sulfúrico concentrado en agua suficiente para producir 2.30 litros de solución ácida? Plan: Determinar el número de moles de ácido sulfúrico, dividir los moles entre el volumen para obtener la molaridad de los iones del sulfato y el ácido. La concentración de los iones de hidronio será de dos veces la molaridad del ácido. Solución: Dos moles de H+ se liberan por cada mol de ácido: H2SO4 (l) + 2 H2O(l) 2 H3O+(ac) + SO4- 2(ac) 1 mol H2SO4 98.09 g H2SO4 Moles H2SO4 = = 1.58 moles H2SO4 155 g H2SO4 x 1.58 mol SO4-2 2.30 l solución Molaridad de SO4- 2 = = 0.687 Molar en SO4- 2 Molaridad de H+ = 2 x 0.687 mol H+ / 2.30 litros = 0.597 Molar en H+

  13. La reacción de Pb(NO3)2 y Sal

  14. Reacciones de precipitación: Se forma un producto sólido Cuando se mezclan dos soluciones acuosas, existe la posibilidad de que se forme un compuesto insoluble. Observemos algunos ejemplos para ver qué sucede al juntar dos soluciones diferentes. Pb(NO3) (ac) + NaI(ac) Pb+2(ac) + 2 NO3-(ac) + Na+(ac) + I-(ac) Cuando se juntan estas dos soluciones, los iones se pueden combinar en la manera en que entraron a la solución o pueden intercambiar su constitución. En este caso se puede tener nitrato de plomo y yoduro de sodio o yoduro de plomo y nitrado de sodio. Para determinar qué sucederá debemos observar la tabla de solubilidad (p.143) para determinar lo que se forma. La tabla indica que el yoduro de plomo será insoluble, así que se formará un precipitado. Pb(NO3)2 (ac) + 2 NaI(ac) PbI2 (s)+ 2 NaNO3 (ac)

  15. Reacciones de precipitación: ¿Se formará un precipitado? Si a una solución que contiene cloruro de potacio se le agrega una solución que contiene nitrato de amonio, ¿obtendremos un precipitado? KCl(ac) + NH4NO3 (ac) = K+(ac) + Cl-(ac) + NH4+(ac) + NO3-(ac) Al intercambiar cationes y aniones vemos que podríamos tener cloruro de potacio y nitrato de amonio, o nitrato de potacio y cloruro de amonio. La tabla de solubilidad muestra que todos los productos posibles son solubles, así que no existe reacción neta. KCl(ac) + NH4NO3 (ac) =¡No hay reacción! Si se mezcla una solución de sulfato de sodio con una solución de nitrato de bario, ¿obtendremos un precipitado? En la tabla de solubilidad se muestra que el sulfato de bario es insoluble, por lo tanto, se obtendrá un precipitado. Na2SO4 (ac) + Ba(NO3)2 (ac) BaSO4 (s) + 2 NaNO3 (ac)

  16. Una reacción de precipitación y sus ecuaciones Ecuación molecular 2AgNO3(ac) + Na2CrO4(ac) Ag2CrO4(s) + 2NaNO3(ac) Nitrato de plata Cromato de sodio Cromato de plata Nitrato de sodio Ecuación iónica total 2Ag+(ac) + 2NO3_(ac) + 2Na+(ac) + CrO42_(ac) Ag2CrO4(s) + 2Na+(ac) + 2NO3_(ac) Ecuación iónica neta 2Ag+(ac) + CrO42_(ac) Ag2CrO4(s)

  17. Reglas de solubilidad para compuestos iónicos en agua Compuestos iónicos solubles Compuestos iónicos insolubles 1) Todos los compuestos del grupo 1A(I) iones (Na+,K+, etc.) y ion amonio (NH4+) son solubles. 2) Todos los nitratos comunes (NO3-), acetatos (CH3COO-), y la mayoría de los percloratos(ClO4-) son solubles. 3) Todos los cloruros comunes (CI), bromuros(Br -), y yoduros(I-) son solubles, excepto los de Ag+, Pb2+, Cu2+, y Hg22+. 4) Todos los sulfatos comunes (SO42-) son solubles, excepto los de Ca+2, Sr2+, Ba2+, y Pb2+. 1) Todos los hidróxidos metales comunes son insolubles, excepto los del grupo1A (1) y los miembros más grandes del grupo2A(2) (empezando con el Ca2+). 2) Todos los carbonatos (CO32-) y fosfatos comúnes (PO43-) son insolubles, excepto los del grupo1A(1) y NH4+. 3) Todos los sulfuros comunes son insolubles, excepto los del grupo 1A(1), grupo 2A(2), y NH4+.

  18. Predicción de la ocurrencia de una reacción de precipitación; escritura de ecuaciones: a) Mezcla de nitrato de calcio y sulfuro de sodio. Ecuación molecular Ca(NO3)2 (ac) + Na2SO4 (ac) CaSO4 (s) + NaNO3 (ac) Ecuación iónica total Ca2+(ac)+2 NO3-(ac) + 2 Na+(ac)+ SO4-2(ac) CaSO4 (s) + 2 Na+(ac+) 2 NO3-(ac) Ecuación iónica neta Ca2+(ac) + SO-4(ac) CaSO4 (s) Los iones espectadores son Na+ y NO3- b) Mezcla de sulfato de amonio y cloruro de magnesio. Al intercambiar iones, no se forma ninguna precipitación, por tanto, no ocurrirán reacciones químicas. ¡Todos los iones son espectadores!

  19. Reacción ácido - base Reacciones de neutralización Un ácido es una sustancia que produce iones H+ (H3O+) cuando se disuelve en agua. Una base es una sustancia que produce iones OH – cuando se disuelve en agua. Los ácidos y las bases son electrolitos, y su fuerza se categoriza en razón de su grado de disociación en iones en soluciones acuosas para producir iones de hidronio o hidróxido. Los ácidos y las bases fuertes se disocian completamente, y son electrolitos fuertes. Los ácidos y las bases débiles se disocian poco y son electrolitos débiles. La reacción general entre un ácido y una base es: HX(ac) + MOH(ac) MX(ac) + H2O(L) Ácido + Base = Sal + Agua

  20. Comportamiento de los electrolitos fuertes y débiles A Electrolito fuerte B Electrolito débil

  21. Ácidos y bases selectos Ácidos Bases Fuertes Fuertes Ácido clorhídrico, HCl Hidróxido de sodio, NaOH Ácido bromhídrico, HBr Hidróxido de potasio, KOH Ácido yodhídrico, HI Hidróxido de calcio, Ca(OH)2 Ácido nítrico, HNO3 Hidróxido de estroncio, Sr(OH)2 Ácido sulfúrico, H2SO4 Hidróxido de bario, Ba(OH)2 Ácido perclórico HClO4 Débiles Débiles Ácido fluorhídrico, HF Amoniaco, NH3 Ácido fosfórico, H3PO4 Ácido acético, CH3COOH (o HC2H3O2)

  22. Escritura de ecuaciones balanceadas para reacciones de neutralización I Problema: Escriba las reacciones químicas balanceadas (molecular, iónica total, iónica neta) para las siguientes reacciones químicas: a) Hidróxido de calcio(ac) y ácido yodhídrico(ac) b) Hidróxido de litio(ac) y ácido nítrico(ac) c) Hidróxido de bario(ac) y ácido sulfúrico(ac) Plan: Todos éstos son ácidos y bases fuertes, por lo tanto producirán agua y las sales correspondientes. Solución: a) Ca(OH)2 (ac) + 2HI(ac) CaI2 (ac) + 2H2O(l) Ca2+(ac) + 2 OH -(ac) + 2 H+(ac) + 2 I -(ac) Ca2+(ac) + 2 I -(ac) + 2 H2O(l) 2 OH -(ac) + 2 H+(ac) 2 H2O(l)

  23. Escritura de ecuaciones balanceadas para reacciones de neutralización II b) LiOH(ac) + HNO3 (ac) LiNO3 (ac) + H2O(l) Li+(ac) + OH -(ac) + H+(ac) + NO3-(ac) Li+(ac) + NO3-(ac) + H2O(l) OH -(ac) + H+(ac)H2O(l) c) Ba(OH)2 (ac) + H2SO4 (ac) BaSO4 (s) + 2H2O(l) Ba2+(ac) + 2OH -(ac) + 2 H+(ac) + SO42-(ac) BaSO4 (s) + 2 H2O(l) Ba2+(ac) + 2 OH -(ac) + 2 H+(ac) + SO42-(ac) BaSO4 (s) + 2 H2O(l)

  24. Titulación ácido base H+(ac) + X_(ac) + M+(ac) + OH_(ac) H2O(l) + M+(ac) + X_(ac)

  25. Determinación de la concentración de ácido por una titulación ácido – base) Volumen (L) de base (diferencia en las lecturas de la bureta) multiplicar por M (mol/L) de base Cantidad (moles) de base relación molar Cantidad (moles de ácido) dividir entre el volumen (L) de ácido M (mol/L) de ácido

  26. Determinación de la concentración de ácido por una titulación ácido – base Problema: Se realiza una titulación entre hidróxido de sodio e hydrogenphthalate de potasio (KHP) para estandarizar la solución base, colocando 50.00 mg de hydrogenphthalate de potasio en un matraz con unas cuantas gotas de un indicador. Una bureta se llena con la base, y la lectura inicial de la bureta es 0.55 ml; al final de la titulación la lectura de la bureta es 33.87 ml. ¿Cuál es la concentración de la base? Plan: Use la masa molar del KHP (204.2 g/mol) para calcular el número de moles del ácido, de la ecuación balanceada, la reacción es igual molar, entonces sabemos las moles de base , y a partir de las diferencias en las lecturas de la bureta podemos calcular la molaridad de la base. Solución: HKC8H4O4 (ac) + OH -(ac) KC8H4O4-(ac) + H2O(ac)

  27. Determinación de la concentración de base por una titulación ácido - base 50.00 mg KHP 204.2 g KHP 1 mol KHP 1.00 g 1000 mg moles KHP = x = 0.00024486 mol KHP Volumen de base = Lectura final en la bureta –Lectura inicial en la bureta = 33.87 ml - 0.55 ml = 33.32 ml de base Un mol de ácido = un mol de base; por tanto 0.00024486 moles de ácido producirán 0.00024486 moles de base en un volumen de 33.32 ml. 0.00024486 moles 0.03332 L molaridad de base = = 0.07348679 moles por litro molaridad de base = 0.07349 M

  28. Reacción acuosa ácido- base fuerte en escala atómica Iones M+ y X_ permanecen en la solución como iones espectadores Mezcla de las soluciones acuosas de ácido-base fuerte Evaporación del agua, que deja la sal sólida ácido fuerte HX(ac) Cristal de sal Cambio químico, transferencia de un H+ del H3O+ al OH_formando H2O base fuerte MOH(ac) H3O+(ac) + X_(ac) 2H2O(l) + M+(ac) + X_(ac) 2H2O(g) + MX(s) M+(ac) + OH_(ac) mezcla  ácido + base Sal + H2O

  29. Una reacción ácido-base que forma un producto gaseoso La reacción de ácido con carbonatos o bicarbonatos producirá gas de dióxido de carbono que se libera de una solución como gas en forma de burbujas. Ecuación molecular NaHCO3(ac) + CH3COOH(ac) CH3COONa(ac) + CO2(g) + H2O(l) Ecuación iónica total Na+(ac) + HCO3_(ac) + CH3COOH(ac) CH3COO_ (ac) + Na+(ac) + CO2(g) + H2O(l) Ecuación iónica neta HCO3_(ac) + CH3COOH(ac) CH3COO_ (ac) + CO2(g) + H2O(l)

  30. Transferencia de electrones Formación de un compuesto iónico Solido ionico Pares de electrones compartidos igualmente Desplazamiento de electrones Pares de electrones compartidos desigualmente Formación de un compuesto covalente El proceso redox en la formación de un compuesto

  31. Reglas para asignar el número de oxidación Reglas generales 1) Para un átomo en su forma elemental (Na, O2 Cl2, etc.) N.O.. = 0 2) Para un ion monoatómico: N.O. = carga del ion 3) La suma de los valores N.O. Para los átomos en un compuesto es igual a cero. La suma de los valores de N. O. Para los átomos en un ion poliatómico es igual a la carga del ion. Reglas para átomos específicos o grupos de la tabla periódica 1) Para el grupo 1A (1): O.N. = +1 en todos los compuestos 2) Para el grupo 2A (2): O.N. = +2 en todos los compuestos 3) Para el hidrógeno: O.N. = +1 en combinación con no metales O.N. = -1 en combinación con los metales y el boro 4) Para el flúor: O.N. = -1 en todos los compuestos 5) Para oxígeno: O.N. = -1 en peróxidos O.N. = -2 en todos los otros compuestos (excepto con F ) 6) Para el grupo 7A (17) O.N. = -1 en combinación con metales, no metales (excepto O),y otros halógenos menores en el grupo.

  32. Números de oxidación mayor y menor de los grupos reactivos principales de elementos 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A Periodo +1 +1 -1 +4 +4 +5 +6 +7 +1 +2 +3 -4 -3 -2 -1 1 H 2 Li Be B C N O F 3 Na Mg Al Si P S Cl 4 K Ca Ga Ge As Se Br 5 Rb Sr In Sn Sb Te I 6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At 7 Fr Ra no metales metaloides metales

  33. Un resumen de la terminología para reacciones oxidación –reducción (redox) Transferencia o desplazamiento de electrones X pierde electrones X se oxida X es el agente reductor X incrementa el número de oxidación Y gana electrones Y es reducido Y es el agente oxidante Y decrece en número de oxidación

  34. IA VIIIA Periodo Elementos del grupo principal H He 1 +1 -1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Li Be B C N O F Ne 2 +4,+2 -1,-4 Todos de +1 +2 +3 -1,-2 -1 +5 -3 Na Mg Al Si P S -1 Cl Ar 3 +5,+3 -3 +6,+4 +2,-2 +7,+5 +3,+1 +1 +2 +3 +4,-4 Kr K Ca Ga Ge As Se -1 Br 4 +4,+2 -4 +5,+3 -3 +6,+4 -2 +7,+5 +3,+1 +2 +1 +2 +3, +2 Xe Rb Sr In Sn Sb Te -1 I 5 +3,+2 +1 +4,+2, -4 +5,+3 -3 +6,+4 -2 +7,+5 +3,+1 +6,+4 +2 +1 +2 Rn Cs Ba Tl Pb Bi Po -1 At 6 +6,+4 +2,-2 +7,+5 +3,+1 +1 +4,+2 +2 +2 +3,+1 +3

  35. Metales de transición Posibles estados de oxidación VIIIB IIIB IVB VB VIB VIIB IB IIB Sc Ti V Cr +2 Mn Fe Co Ni Cu Zn +4,+3 +2 +5,+4 +3+2 +6,+3 +2 +7,+6 +4,+3 +3 +3,+2 +3,+2 +2 +2,+1 +2 Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd +5,+4 +2 +6,+5 +4,+3 +7,+5 +4 +8,+5 +4,+3 +3 +4,+3 +4,+3 +4,+2 +1 +2 La Hf Ta W Re +2 Os Ir Pt Au Hg +5,+4 +3 +6,+5 +4 +7,+5 +4 +8,+6 +4,+3 +4,+3 +1 +3 +4,+3 +4,+2 +3,+1 +2,+1

  36. Determinación del número de oxidación de un elemento en un compuesto Problema: Determine el número de oxidación (N.O.) de cada elemento en los siguientes compuestos. a)cloruro de hierro III b) dióxido de nitrógeno c)ácido sulfúrico Plan: Aplicaremos las reglas de la Tabla 4.3, asegurándonos siempre de observar los valores de oxidación para que los valores de N.O. en un compuesto sean igual a cero, y en un ion poliatómico resulten la carga del ion. Solución: a) FeCl3 Este compuesto está constituido de iones monoatómicos. El N.O. de Cl- es-1, para un total de -3. Por tanto, el Fe es +3. b) NO2 El N.O. de oxígeno es -2para un total de -4. Puesto que el N.O. en un compuesto debe ser cero, el N.O. De N es+4. c) H2SO4 El N.O. de H es +1, entonces el grupo SO42- debe sumar -2. El N.O. de O es-2para un total de -8. Entonces el átomo de sulfuro es de +6.

  37. Reconocimiento de agentes oxidantes y reductores - I Problema: Identifique el agente oxidante y el reductor en las siguientes reacciones: a) Zn(s) + 2 HCl(ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g) Plan: Primero asignaremos el número de oxidación (N.O.) a cada átomo (o ion) con base en las reglas de la Tabla 4.3. El reactivo es el agente reductor si contiene un átomo que se oxida (N.O.se incrementa en la reacción). El reactivo es el agente oxidante si contiene un átomo que se reduce (N.O. disminuye). Solución: a) Asignación de los números de oxidación: -1 -1 +1 0 0 +2 Zn(s) + 2 HCl(ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g) ¡HCl es el agente oxidante, y Zn es el agente reductor!

  38. Balanceo de ecuaciones Redox en ácidos acuosos y soluciones base : ÁCIDO: Se puede agregar H+ ( H3O+ ), o agua ( H2O ) a cualquier lado de la ecuación química. BASE: Se puede agregar OH-, o agua a cualquier lado de la ecuación química. H+ + OH - H2O H+ + OH - H2O H+ + H2O H3O+

  39. Balanceo de ecuaciones REDOX: El método del número de oxidación Paso 1)Asigna los números de oxidación a todos los elementos en la ecuación. Paso 2)A partir de los cambios en los números de oxidación, identifica las especies oxidadas y reducidas. Paso 3)Cuenta el número de electrones perdidos en la oxidación y ganados en la reducción a partir de los cambios en los números de oxidación.Dibuja líneas delgadas entre estos átomos para mostrar los cambios de electrones. Paso 4)Multiplica uno o los dos de estos números por factores apropiados para hacer que los electrones perdidos sean igual a los ganados, y usa estos factores como coeficientes de balanceo. Paso 5)Completa el balanceo por inspección, agregando los estados de la materia.

  40. Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N.O. - I +2 e- 0 -2 ___ H2 (g) +___ O2 (g) ___ H2O(g) 2 2 - 1 e- +1 0 Electrones perdidos = electrones ganados; por tanto, multiplica la reacción del hidrógeno por 2, ¡y se obtiene el balanceo!

  41. Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N.O. - II +2 -1e- +3 Fe+2(ac) + MnO4-(ac) + H3O+(ac) Fe+3(ac) + Mn+2(ac) + H2O(ac) +5 e- +2 +7 Multiplica Fe+2 & Fe+3 por 5 para corregir los electrones ganados por el manganasio. 5 Fe+2(ac) + MnO4-(ac) + H3O+(ac) 5 Fe+3(ac) + Mn+2(ac) + H2O(ac) Haz cuatro moléculas de agua de los protones del ácido, y los oxígenos del MnO4-, esto requerirá de 8 protones, o iones hidronio. Se formará un total de 12 moléculas de agua. 5 Fe+2(ac) + MnO4-(ac) +8 H3O+(ac) 5 Fe+3(ac) + Mn+2(ac) +12 H2O(ac)

  42. Balanceo REDOX por el método de reacción - media Fe+2(ac) + MnO4-(ac) Fe+3(ac) + Mn+2(ac) [solución ácida] Identifica las reacciones medias de oxidación y reducción Fe+2(ac) Fe+3(ac) + e- [reacción media de oxidación] MnO4-(ac) Mn+2(ac) ¡agrega H+ a los reactivos y el producto será agua! MnO4-(ac) + 8H3O+(ac) +5e- Mn+2(ac) + 12H2O(l) [reacción media de oxidación] Suma las dos reacciones medias { Fe+2(ac) Fe+3(ac) +e- } x5 MnO4-(ac) + 8H3O+(ac) +5e- Mn+2(ac) + 12H2O(l) MnO4-(ac)+ 8H3O+(ac)+5e- +5Fe+2(ac) 5Fe+3(ac)+5e- +Mn+2(ac)+ 12H2O(l)

  43. Balanceo REDOX por el método de reacción - media MnO4-(ac) + SO32-(ac) MnO2 (s) + SO42-(ac) [solución básica] Oxidación: SO32- SO42-(ac) + 2e - Agrega OH- al lado del reactivo, y agua al lado del producto para obtener oxígeno y hacer un balanceo, puesto que tenemos más oxígeno en el sulfato que en el sulfito. SO32-(ac) + 2 OH-(ac) SO42-(ac) + H2O(l) + 2e - Reducción: MnO4-(ac) + 3e - MnO2 (s) Agrega agua al lado del reactivo y OH- al lado del producto para recoger el oxígeno perdido cuando MnO4- se dirige a MnO2 y pierde dos átomos de oxígeno. MnO4-(ac) + 2 H2O(l)+ 3e - MnO2 (s) + 4 OH-(ac) Multiplica la ecuación de la oxidación por 3 para hacer los electrones 6. Multiplica la ecuación de reducción por 2 para que los electrones resulten 6 y agregar los dos. 3 SO3-2(ac) + 2 MnO4-(ac) + H2O(l) 3 SO4-2(ac) + 2 MnO2 (s) + 2 OH-(ac)

  44. Balanceo REDOX por el método de reacción - media MnO4-(ac) + SO32-(ac) MnO2 (s) + SO42-(ac) [solución ácida] Oxidación: SO32-(ac) SO42-(ac) + 2 e - Agrega agua al lado del reactivo para proporcionar un oxígeno y agrega dos protones al lado del producto que quedará con dos electrones más. SO32-(ac) + H2O(l) SO42-(ac) + 2 H+(ac) + 2 e - Reducción: MnO4-(ac) + 3 e- MnO2 (s) Agrega agua al lado del proucto para recoger el oxígeno extra de los componentes de Mn, y agrega hidrógenos al lado del reactivo. MnO4-(ac) + 3 e- + 4H+ MnO2 (s) + 2 H2O(l) Multiplica la ecuación de la oxidación por 3 y la ecuación de la reducción por 2 para cancelar electrones, protones y moléculas de agua. 3SO32-(ac) + 2MnO4-(ac) + 2H+(ac) 3 SO42-(ac) + 2MnO2 (s) + H2O(l)

  45. Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N.O. - III +7 + 3 e - +4 ( Solución ácida ) MnO4-(ac) + SO32-(ac) MnO2 (s) + SO42-(ac) +4 - 2 e - +6 Para balancear los electrones, debemos multiplicar el sulfito por 3,y el Permanganato por 2. Después debemos hacer algo para balancear el oxígeno, agregando ácido al lado del reactivo, y agua al lado del producto. 2 MnO4-(ac) + 3 SO32-(ac) + H3O+(ac) 2 MnO2 (s) + 3 SO42-(ac) + H2O(ac) Para el balance final es necesario tomar en cuenta que los protones necesarios para los átomos de oxígeno deben ser balanceados, y puesto que hemos llamado H+ ion - iones hidronio, ¡se formará agua! 2 MnO4-(ac)+ 3 SO32-(ac)+2 H3O+(ac) 2 MnO2 (s) + 3 SO42-(ac) +3 H2O(ac)

  46. Balanceo REDOX por el método de reacción - media MnO4-(ac) +SO32-(ac) MnO2(s) + SO42-(ac) [solución básica] Balancea la ecuación como si fuera un ácido, y luego conviértela a base: 2MnO4-(ac) + 3SO32-(ac) + 2H+(ac) 2MnO2(s) + 3SO42-(ac) + H2O(l) 2MnO4-(ac) + 3SO32-(ac) + 2H+(ac) 2MnO2(s) + 3SO42-(ac) + H2O(l) Para convertirla a base, agrega dos OH-a cada lado de la ecuación: 2MnO4-(ac)+ 3SO32-(ac)+2 H2O(l) 2MnO2(s)+ 3SO42-(ac)+ H2O(l)+2OH-(ac) Del lado del reactivo, el H+ y el OH- se cancelan para dar agua. 2MnO4-(ac)+ 3SO32-(ac)+2 H2O(l) 2MnO2(s)+ 3SO42-(ac)+ H2O(l)+2OH-(ac) ¡Cancela el agua de cada lado de la ecuación y terminaste! 2MnO4-(ac) + 3SO32-(ac) + H2O(l) 2MnO2(s) + 3SO42-(ac) +2OH-(ac)

  47. Balanceo de ecuaciones REDOX por el método del N.O. El metal zinc se disuelve en ácido nítrico para dar Zn2+ y el ion amonio del ácido nítrico reducido. ¡Escribe la ecuación química balanceada! Zn(s) + H+(ac) + NO3-(ac) Zn2+(ac) + NH4+(ac) Método de oxidación - 2 e- Zn(s) + H+(ac) + NO3-(ac) Zn2+(ac) + NH4+(ac) +5 +8 e- -3 Multiplica zinc y Zn2+ por 4, y amonia por unidad. Puesto que no tenemos oxígeno al lado del producto, agrega 3 moléculas de agua al lado del producto, requiriendo10 H+ del lado del reactivo. 4 Zn(s) +10 H+(ac) + NO3-(ac) 4 Zn2+(ac) + NH4+(ac) + 3 H2O(l)

  48. Balanceo REDOX por el método de reacción - media Dado que: Zn(s) + H3O+(ac) + NO3-(ac) Zn2+(ac) + NH4+(ac) Oxidación: Zn(s) Zn2+ + 2 e- Reducción: H3O+(ac) + NO3-(ac) + 8 e - NH4+(ac) + H2O(l) Necesitaremos tres aguas para recoger los oxígenos del ion de nitrato, y para los hidrógenos necesitamos tener 10 iones de hidrógeno. Debido a que los iones de hidrógeno vienen como iones hidronio, necesitaremos 10 moléculas más de agua. 10 H3O+(ac) + NO3-(ac) + 8 e - NH4+(ac) + 13 H2O(l) Finalmente, si vamos a agregar las dos ecuaciones, debemos multiplicar el Ox. uno por 4 para poder cancelar los electrones, por lo que la ecuación balanceada es: 10 H3O+(ac) + NO3-(ac) + 4 Zn(s) 4 Zn+2(ac) + NH4+(ac) + 13 H2O(l)

  49. Balanceo REDOX por el método de reacción - media- En ácido, el dicromato de potacio reacciona con el etanol (C2H5OH ) para producir la solución verde azulosa deCr+3, reacción usada en “alcoholímetros”. H3O+(ac) + Cr2O72-(ac) + C2H5OH(l) Cr3+(ac) + CO2 (g) + H2O(l) Oxidación: C2H5OH(l) CO2 (g) Necesitamos balancear oxígeno agregando agua del lado del reactivo, y balancear el hidrógeno agregando protones del lado del producto. C2H5OH(l) + 3 H2O(l) 2 CO2 (g) + 12 H+(ac) Puesto que deseamos considerar H+ como el ion hidronio - H3O+ , debemos agregar 12 moléculas de agua al lado del reactivo, y convertir el H+ en H3O+. C2H5OH(l) + 15 H2O(l) 2 CO2 (g) + 12 H2O+(ac) + 12 e -

  50. Balanceo REDOX por el método de reacción media Reducción: Cr2O72-(ac) Cr+3(ac) El dicromato tiene dos átomos de cromo, por tanto el producto necesita tener dos Cr+3, y 3 electrones por átomo. Los átomos de oxígeno del dicromato necesitan recogerse como agua del lado del producto agregando protones del lado del reactivo. 14H+(ac) + Cr2O72-(ac) Cr+3(ac) + 7 H2O(l) Cada átomo de cromo cambia su oxidación de +6 a +3 al aceptar 6 electrones, así que añadiremos 6 electrones al lado del reactivo. 6e - + 14 H3O+(ac) + Cr2O72-(ac) 2 Cr+3(ac) + 21 H2O(l) Al reunir las dos ecuaciones se obtiene la ecuación final: Ox: C2H5OH(l) + 15 H2O(l) 2 CO2 (g) + 12 H3O+(ac) + 12 e - Rd: [6e - + 14 H3O+(ac) + Cr2O72-(ac) 2 Cr+3(ac) + 21 H2O(l)] x 2 C2H5OH(l) + 16 H3O+(ac) + 2 Cr2O72-(ac) 2 CO2 (g) + 4 Cr+3(ac) + 27 H2O(l)

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