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Balance de ecuaciones químicas redox por el método del ion-electrón PowerPoint PPT Presentation


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L os procesos de oxidación-reducción. Alberto Rojas Hernández Química Analítica II 21 de junio de 2010 UAM-Iztapalapa. Balance de ecuaciones químicas redox por el método del ion-electrón. Balanceando ecuaciones químicas redox.

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Balance de ecuaciones químicas redox por el método del ion-electrón

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Presentation Transcript


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Los procesos de

oxidación-reducción

Alberto Rojas Hernández

Química Analítica II

21 de junio de 2010

UAM-Iztapalapa

Balance de ecuaciones químicas redox por el método del ion-electrón


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Balanceando ecuaciones químicas redox

Para que la ecuación química redox quede bien balanceada o ajustada, se recomienda balancear primero los equilibrios electroquímicos que al sumarse darán lugar a la ecuación química redox ya balanceada.

Ejemplo: ¿Qué reacción ocurre al mezclar cobre metálico con iones dicromato? Escribir la ecuación balanceada que representa esta reacción.

Si se sabe que en el medio el cobre metálico se oxida a cobre (II) y que el dicromato se reduce a cromo (III), se tiene:


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Balanceando ecuaciones químicas redox

El equilibrio electroquímico de oxidación del cobre ya está balanceado, tanto en cantidad de sustancia como en carga eléctrica:

Pero el equilibrio electroquímico de reducción del cromo no lo está, por lo que es necesario balancear ese equilibrio electroquímico.

Existen procedimientos sistemáticos para realizar el balance tanto de equilibrios químicos como electroquímcos. A continuación se recuerda el procedimiento que se conoce como balance del ion–electrón.


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Balanceando un equilibrio electroquímico por el

método del ion–electrón

1. Se obtiene el estado de oxidación de los átomos que componen las especies que intercambian los electrones.

El ion Cr3+ tiene estado de oxidación (III+), lo que se obtiene directamente.

(VI+)

(III+)

Pero cada átomo de Cr en el ion Cr2O72- tiene estado de oxidación (VI+), si los 7 átomos de O en esa especie tienen estado de oxidación (II-).

En este caso se ha supuesto que ambos átomos de Cr tienen el mismo estado de oxidación en el ion dicromato. Si no fuera así se habría obtenido el estado de oxidación promedio de ambos átomos. Lo que sigue en el procedimiento de todos modos lleva a conclusiones correctas para el número de electrones intercambiados. Esto ocurre en los llamados compuestos de valencia mixta.


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(VI+)

(III+)

Balanceando un equilibrio electroquímico por el

método del ion–electrón

2. Se verifica si el número de átomos del elemento que intercambia los electrones es el mismo en ambos lados del equilibrio electroquímico. Si no es así, se multiplican las especies por coeficientes adecuados para que esto ocurra.

En este caso, al iniciar el procedimiento de balance hay dos átomos de Cr en el lado izquierdo y sólo uno en el derecho.

2

Por lo tanto, se ha multiplicado por 2 el ion Cr3+ en el lado derecho para que la cantidad de sustancia del Cr quede balanceada.


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(VI+)

(III+)

Balanceando un equilibrio electroquímico por el

método del ion–electrón

3. Se obtiene el número de electrones intercambiados, calculando la diferencia entre el estado de oxidación del oxidante y su reductor conjugado y multiplicándola por el número de átomos del elemento que intercambia los electrones.

Se obtiene el número de electrones intercambiados multiplicando el valor absoluto de la diferencia de los estados de oxidación por el número de átomos del elemento que intercambia los electrones:

n = {(+6)-(+3)}2 = {3}2 = 6

6e-


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Balanceando un equilibrio electroquímico por el

método del ion–electrón

4. Se verifica si el número de átomos de otro elemento, que no sea oxígeno o hidrógeno y que no intercambia electrones, es el mismo en ambos lados del equilibrio electroquímico. Si no es así, se multiplican las especies por coeficientes adecuados para que esto ocurra. Este procedimiento se repite en forma exhaustiva, dejando como penúltimo elemento al oxígeno y como último elemento al hidrógeno.

Desde este punto se está considerando que las reacciones redox ocurren en solución acuosa.

En este caso, después del cromo ya no hay más que oxígeno e hidrógeno, por lo que se pasa al punto 5.


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Balanceando un equilibrio electroquímico por el

método del ion–electrón

5. Se verifica si el número de átomos de oxígeno es el mismo en ambos lados del equilibrio electroquímico. Si no es así, se suman tantas moléculas de agua como sea necesario del lado en donde haya deficiencia de oxígeno, hasta lograr el balance de O.

Se observa que hay 7 átomos de O en el lado izquierdo y ninguno en el derecho.

+ 7H2O

Por lo tanto, se suman 7 moléculas de agua en el lado derecho para que haya 7 átomos de O en ambos lados.


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Balanceando un equilibrio electroquímico por el

método del ion–electrón

6. Se verifica si el número de átomos de hidrógeno es el mismo en ambos lados del equilibrio electroquímico. Si no es así, se suman tantos protones como sea necesario del lado en donde haya deficiencia de hidrógeno, hasta lograr el balance de H.

Se observa que hay 14 átomos de H en el lado derecho y ninguno en el izquierdo.

14H+ +

Por lo tanto, se suman 14 protones en el lado izquierdo para que haya 14 átomos de H en ambos lados.


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Balanceando un equilibrio electroquímico por el

método del ion–electrón

7. Finalmente, se verifica si el número neto de cargas eléctricas es el mismo en ambos lados de la igualdad.

El número de cargas eléctricas del lado izquierdo es:

(+)14+{(-2)1+(-1)6} = +6

en tanto que en el lado derecho es:

(+3)2 = +6

Por lo que el balance de carga eléctrica es correcto.

Si en este punto no se ha logrado un balance correcto de carga eléctrica debe revisarse dónde se cometió el error previamente.


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Balanceando un equilibrio electroquímico por el

método del ion–electrón. Observaciones.

* Si se desea el balance en medio básico, basta sumar el equilibrio de autoprotólisis del agua o su inverso al equilibrio electroquímico, tantas veces como sea necesario para cancelar todos los protones.

* Por claridad y simplicidad de explicación no se acostumbra escribir ecuaciones balanceadas que contengan tanto protones como hidroxilos (la única excepción es el equilibrio de autoprotólisis o su inverso).

* Iones espectadores, como los de los elementos alcalinos y algunos aniones, en algunas ocasiones, se balancean al final, agregando en ambos lados la misma cantidad de iones y asociándolos para formar electrolitos.


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( )6

( )2

Balanceando ecuaciones químicas redox (método del ion-electrón)

Ahora bien, para obtener la ecuación química correspondiente con los equilibrios electroquímicos balanceados deben cancelarse los electrones al hacer la suma, ya que son las partículas intercambiadas en el proceso.

Una forma común de hacerlo es

“cruzar los electrones intercambiados”. En este caso se representaría el intercambio de 12e-.

Otra forma de hacerlo, en este caso, es multiplicar por 3 el equilibrio electroquímico del Cu. En este caso se representaría el intercambio de 6e-.

( )3

Aunque las ecuaciones químicas obtenidas anteriormente no representan procesos diferentes, la primera representa el proceso en un sistema 2 veces más grande que la segunda.


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Balanceando ecuaciones químicas redox (método intuitivo considerando el intercambio de electrones y los estados de oxidación)

  • Asignar el estado de oxidación a cada uno de los átomos de los elementos.

  • Identificar los elementos que han cambiado de estado de oxidación.

  • Escribir por separado los pares redox hacia la oxidación y hacia la reducción, balanceando el número de átomos de los elementos que han cambiado su estado de oxidación y el número de electrones intercambiados.

  • Multiplicar la ecuaciones por los menores números que permitan igualar el número de electrones donados y recibidos.

  • Transferir los coeficientes encontrados a la ecuación original.

  • Terminar el balanceo de los átomos de los elementos restantes (por “tanteo”).


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Balanceando ecuaciones químicas redox (método intuitivo)


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Balanceando ecuaciones químicas redox (método intuitivo)


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Balanceando ecuaciones químicas redox (método intuitivo)


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Recomendaciones

Finalmente, en la revisión de los temas de balance de ecuaciones químicas, es recomendable evitar el proponer ejercicios muy complicados, con demasiadas especies químicas, sobre todo para examen.

Es mejor proponerse alcanzar el objetivo de que los conceptos queden claros a la mayoría de los alumnos, más que permitir el lucimiento de los profesores o de los alumnos más aventajados.

En general, aunque debe procurarse evitar el proponer a un grupo un problema que el profesor no haya resuelto con anterioridad, es más importante evitarlo en estos temas de balance de ecuaciones redox; ya que debe tenerse presente que existe la posibilidad de proponer ecuaciones redox en donde un solo elemento o más de dos elementos cambian su estado de oxidación. También es posible encontrar ejemplos en donde hay más de una forma de balancear “la reacción”. Problemas como los que se describen en este párrafo están fuera del nivel medio de enseñanza.


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Alberto Rojas Hernández

e-mail: [email protected]

web: http://quimica.izt.uam.mx/Docencia/


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