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
Respuestas a la pregunta
Respuesta:
hola hay esta
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:
A
Explicación: