• Author / Uploaded
• angel suasaca

Citation preview

CICLO PREUNIVERSITARIO 2019 - I

REACCIONES QUÍMICAS Profesor: Quím. Jorge C. Rojas Ramos

Logro Al término de la sesión, el alumno estará en la capacidad de lo siguiente:  Reconocer un fenómeno químico a partir de las evidencias que señalan una posible reacción.  Diferenciar los tipos de reacciones en función de las ecuaciones químicas.  Balancear la ecuación química con los diferentes métodos existentes.

1. REACCIONES QUÍMICAS Son transformaciones que experimenta la materia produciendo cambios en las sustancias para formar otras con estructura, composición, características y propiedades diferentes. En este tipo de fenómenos se observa la ruptura de enlaces de las sustancias iniciales (reactantes) y la formación de nuevos enlaces que dan lugar a la aparición de nuevas sustancias (productos), los que originan un reordenamiento de los átomos, sin cambiar su identidad. El experimento muestra la reacción del aluminio metálico con ácido clorhídrico, formándose un sólido y un gas ligero (hidrógeno gaseoso) por desplazamiento con agua.

La ecuación química balanceada de la reacción será: 2𝐴𝑙(𝑠) + 6𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 2𝐴𝑙𝐶𝑙3(𝑠) + 3𝐻2(𝑔) reactantes

productos

REACCIONES QUÍMICAS Son procesos en donde la materia pierde su identidad, es decir, se transforma en otra materia con composición y propiedades diferentes. Presenta Evidencias: hechos observables o detectables que nos indican la ocurrencia de una reacción química

Liberación de una sustancia gaseosa

Cambio de color, olor y/o sabor

Cambio de temperatura

Formación de precipitado

2. ECUACIÓN QUÍMICA

Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química. En ella se representan los reactantes y productos, así como sus estados físicos y otras características adicionales que nos permiten tener una idea más exacta de la ocurrencia de dicha reacción. Veamos la ecuación que representa la combustión del metano: Reactantes: sustancias que reaccionan 𝐶𝐻4 (𝑔) + 2𝑂2(𝑔)

Productos: sustancias que se forman →

𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2 𝑂(𝑔)

Indica el estado Indica el sentido físico de la de la reacción: sustancia (gas) se lee: “para formar o producir”

Coeficiente estequiométrico

El coeficiente estequiométrico es un número que indica la proporción en moléculas, o moles en que dicha sustancia interviene en la reacción; si es 1, no se escribe en general.

Otros símbolos usados (s)

Estado sólido

(v)

Fase vapor

(ac) ∆

՜ 𝑀𝑛𝑂2

Fase acuosa (sustancia disuelta en agua) Indica que la reacción requiere calor para iniciarse Indica que la reacción requiere un catalizador

Observación:

• Durante el desarrollo de una reacción química se conservan los átomos de la sustancias así como el número total de estos antes y después de la reacción. Es por ello que la masa total de las sustancias se conserva (ley de conservación de la masa conocida como ley de Lavoisier). • Lo que no se conservan son las moles y moléculas, pues estas al reaccionar pierden parcial o totalmente sus átomos que las conformaban. • Hay reacciones químicas en las cuales el producto tiene la misma fórmula que el reactante, lo que si ha cambiado, es su estructura molecular, este tipo de reacciones se les llama de isomerización.

Por la naturaleza de los reactantes T I P O S D E R E A C C I O N E S

Reacción de Adición, Síntesis o Combinación A + B → C ∆ Reacción de descomposición C ՜ A + B Reacción de Sustitución o desplazamiento simple A + BC → AC + B Reacción de doble sustitución o metátesis AB + CD → AD + BC Reacción de Isomerización o reagrupamiento interno ABC → CAB Por la Energía Involucrada

Reacción Endotérmica A + B + Q → C , ∆H > 0 Reacción Exotérmica A + B → C + Q , ∆H < 0

∆H : variación de entalpia

Por la composición final o Por el sentido de la Reacción Reacción Reversible A + B ⇄ C

Reacción Irreversible A + B → C

Por el número de Oxidación 0

+1 -1

+2 -1

0

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 Reacción Redox

+1 -2 +1

+1 -1

+1 -1

+1 -2

NaOH + HCl → NaCl + H2O Reacción no Redox

Por su Combustión

Reacción de Combustión Completa CxHy + O2 exceso → CO2 + H2O + Q Reacción de Combustión Incompleta CxHy + O2 poco → CO + C + H2O + Q

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 1. POR LA NATURALEZA DE LOS REACTANTES: a. Reacción de adición, síntesis o combinación. 𝐴+𝐵 → 𝐶 Ejemplos:

2𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐻2 𝑂 Síntesis de Lavoisier

𝑁2 + 3𝐻2 → 2𝑁𝐻3 Síntesis de Haber Bosch

b. Reacción de descomposición. ∆

𝐴𝐵 ՜ 𝐴 + 𝐵

Ejemplos: corriente eléctrica

2𝑁𝑎𝐶𝑙

2𝑁𝑎 + 𝐶𝑙2 Electrólisis

2𝐻2 𝑂2

luz

Fotólisis ∆

2𝐾𝐶𝑙𝑂3 2𝐾𝐶𝑙 + 3𝑂2 Pirrólisis

2𝐻2 𝑂 + 𝑂2

c. Reacción de desplazamiento simple. 𝐴 + 𝐵𝐶 → 𝐴𝐶 + 𝐵 Ejemplos: 𝐹𝑒 + 𝐶𝑢𝐶𝑙2 → 𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 𝐶𝑢

𝐴𝑙 + 𝐹𝑒𝐶𝑙3 → 𝐴𝑙𝐶𝑙3 + 𝐹𝑒

Un metal sustituye a otro metal en un sal o al hidrógeno de un ácido; de acuerdo a la siguiente actividad química. 𝐿𝑖 > 𝐾 > 𝐵𝑎 > 𝐶𝑎 > 𝑁𝑎 > 𝑀𝑔 > 𝐴𝑙 > 𝑍𝑛 > 𝐹𝑒 > 𝐶𝑑 > 𝑁𝑖 > 𝑆𝑛 > 𝑃𝑏 > 𝐻 > 𝐶𝑢 > 𝐻𝑔 > 𝐴𝑔 Pero un elemento menos reactivo no puede desplazar a otro más reactivo 𝐴𝑔 + 𝑍𝑛𝐶𝑙2 → No hay reacción (Ag es menos reactivo que el Zn) Además un no metal sustituye a un anión no metálico en su sal o ácido.

Ejemplo:

𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑁𝑎𝐵𝑟(𝑎𝑐) → 2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐵𝑟2(𝑙) Para los halógenos, la actividad química es: 𝐹2 > 𝐶𝑙2 > 𝐵𝑟2 > 𝐼2

c. Reacción de metátesis o doble desplazamiento (No redox). 𝐴𝐵 + 𝐶𝐷 → 𝐴𝐷 + 𝐶𝐵 Ejemplos: 𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑎𝑐)

Reacción de precipitación

Reacción de neutralización

d. Reacción de Isomerización o reagrupamiento interno.

𝐴𝐵𝐶 → 𝐶𝐵𝐴 Ejemplo: 700 oC

CH3 – CH2 – CH2 – CH3

CH3 – CH2 – CH3 CH3

2. POR LA ENERGIA INVOLUCRADA: a. Reacción endotérmica (∆𝑯 > 𝟎) Es una reacción en la que hay una ganancia neta de energía generalmente en forma de calor. Disminuye la temperatura de los alrededores y se observa que 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 < 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 . Ejemplo:

2𝐻2 𝑂(𝑔) + 241,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 → 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)

2𝐻2 𝑂(𝑔) → 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)

∆𝐻 = +241,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

Energía potencial

Estado activado

𝐸𝑎 𝐻2 𝑂(𝑔)

𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) productos

∆𝐻(+)

En todo proceso químico, en forma neta se libera o absorbe energía. Esta energía (calor) involucrada esta definida por la entalpia de reacción (∆𝐻𝑟𝑥𝑛 ) ∆𝐻𝑟𝑥𝑛 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑. − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡.

reactivos Avance de la reacción

b. Reacción exotérmica (∆𝑯 < 𝟎) Es una reacción en la que hay una perdida neta de energía generalmente en forma de calor. Aumenta la temperatura de los alrededores y se observa que 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 > 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 . Ejemplo:

𝐶3 𝐻8 (𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑔) + 2219,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

Energía potencial

𝐶3 𝐻8 (𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑔) ∆𝐻 = −2219,8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

Estado activado

𝐶3 𝐻8 (𝑔)

𝐸𝑎

La energía de activación ( 𝐸𝑎 ) es la mínima energía que se absorbe para dar inicio a la reacción y los reactantes logren alcanzar el estado activado.

reactivos ∆𝐻(−) 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑔) productos Avance de la reacción

Obs: La entalpia (H) Indica el contenido calórico característico de cada sustancia o especie química. Los valores se encentran en tablas a 25oC y 1 atm (condición estándar)

3. POR EL SENTIDO DE LA REACCIÓN a. Reacción Irreversible Ocurren en un solo sentido (→) hasta que la reacción sea completa; es decir, hasta que se agote uno o todos los reactantes. Generalmente ocurren cuando se forman precipitados, se liberan gases en recipientes abiertos o se forman productos muy estables que no reaccionan para formar las sustancias iniciales o reactantes. Ejemplos:

𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) → 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) 𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑐) 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑎𝑐)

b. Reacción Reversible Es aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (⇄). Generalmente se lleva a cabo en un sistema cerrado. Ejemplos: 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇄ 2𝑁𝐻3(𝑔)

𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇄ 2𝐻𝐼(𝑔)

4. POR SU ESTADO DE OXIDACIÓN

a. Reacción no redox Es aquella donde ningún átomo cambia de estado de oxidación. Ejemplo:

+1 -2 +1

+1 -1

+1 -1

+1 -2

𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂(𝑎𝑐) A este tipo de proceso pertenecen las reacciones de metátesis b. Reacción redox u oxidorreducción Son aquellas reacciones en las que se observan cambios en los estados de oxidación debido a la ganancia y perdida de electrones, con lo cual se establece una transferencia de electrones. En forma simultanea se llevan a cabo los procesos de reducción y oxidación. Ejemplo: +3 -2

𝐹𝑒2 𝑂3 +

+2 -2

0

𝐶𝑂 → Fe

Se reduce Se oxida

+

+4 -2

𝐶𝑂2

La gran mayoría de reacciones son redox, como la oxidación de un metal, combustión del gas propano, la reacción que ocurre en la pila y batería, etc.

REACCIÓN REDOX Son aquellas que ocurren mediante transferencia de electrones; donde una sustancia cede electrones (se oxida) a otra que acepta electrones (se reduce).

Reducción

Oxidación

En ella se ganan electrones, su estado o número de oxidación disminuye, actúa como agente oxidante y genera la forma reducida.

En ella se pierden electrones, su estado o número de oxidación aumenta, actúa como agente reductor y genera la forma oxidada.

En toda reacción se establece que: #e- perdidos = # e- ganados = #e- transferidos 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛/𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎 𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑟𝑎

−5 − 4 − 3 − 2 − 1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛 /𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑛𝑡𝑒

EJEMPLO APLICATIVO Ejemplo – 1: Sea la siguiente reacción redox Agente reductor 0

Agente oxidante +5

Forma oxidada +2

Forma reducida +4

𝐶𝑢 + 𝐻𝑁𝑂3 → 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 + 𝑁𝑂2 + 𝐻2 𝑂

El Cu se oxida (pierde 2 electrones) El N se reduce (gana 1 electrón)

En reactantes: • El agente oxidante es aquella especie que se reduce o gana electrones (ejemplo: 𝐻𝑁𝑂3 ) • El agente reductor es aquella especie que se oxida o pierde electrones (ejemplo: 𝐶𝑢). En Productos: • La forma oxidada es el producto de la oxidación (ejemplo: 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 ) • La forma reducida es el producto de la reducción (ejemplo: 𝑁𝑂2 ) El espectador es la especie que no participa en el proceso de transferencia de electrones: 𝐻2 𝑂

Tipos de Reacciones Redox: • Intermolecular: Cuando el elemento que se oxida y se reduce esta en especies químicas diferentes. Ejemplo: +3

reducción +2

𝐹𝑒2 𝑂3 +

0

𝐶𝑂 → Fe oxidación

+4

+

𝐶𝑂2

• Intramolecular: Cuando en una misma especie química se encuentra los elementos que se oxidan y se reducen. reducción Observamos que estas Ejemplo: reacciones generalmente, oxidación son de descomposición. +5 −𝟐 −𝟏 0 𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 𝐾𝐶𝑙 + 𝑂2 • Dismutación, desproporción o autoredox: Ocurre cuando una misma especie química se oxida y se reduce a la reducción Ejemplo: vez; esto ocurre porque el 𝟎 elemento se encuentra con un −𝟐 −𝟏 𝐻2 𝑂2 → 𝐻2 𝑂 + 𝑂2 estado de oxidación intermedio de todos los estados de oxidación que posee. oxidación

DUALIDAD OXIDANTE REDUCTORA Las sustancias químicas que contiene elementos con estados de oxidación intermedio son capaces tanto de perder como de ganar electrones, entonces pueden actuar como reductores u oxidantes, luego estas sustancias poseen dualidad oxidante – reductora. Ejemplos: −1 𝐼

Se reduce (oxidante)

0 𝐼2

Se oxida (reductor)

+5 𝐼𝑂3−

−2 Se reduce −1 Se oxida 0 𝐻2 𝑂 𝐻2 𝑂2 𝑂2 (oxidante) (reductor)

En cambio, en aquella sustancia donde un elemento actúa con su máximo número de oxidación, no puede oxidarse solo puede reducirse, entonces solo actuará como agente oxidante. Ejemplos:

𝐻2 𝑆𝑂4

Al azufre actúa con +6 (S = −2, 0, +2, +4, +6)

𝐻𝑁𝑂3

El nitrógeno actúa con +5 (N = −3, 0, +1, +2, +4, +3, +5)

Por otro lado, existen sustancias que poseen un elemento con su mínimo un número de oxidación, por lo tanto no pueden reducirse solo pueden oxidarse, entonces solo actuarán como agentes reductores. Ejemplo: NH3 aquí el nitrógeno actúa con −3

5. POR SU COMBUSTIÓN Combustión completa

Combustión incompleta

• Con exceso de oxígeno

• Con deficiencia de oxígeno

• Los productos formados son CO2 y H2O

• Los productos formados pueden ser CO, C (hollín), CO2, entre otros.

• La llama que origina es de color azul

• La llama que origina es de color amarilla

1300oC

900oC

500oC

200oC

Entrada de aire abierta

Entrada de aire cerrada

BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS Consiste en igualar el número de átomos de los elementos y la masa en ambos lados de las ecuaciones químicas. Es importante porque permite realizar cálculos estequiométricos en las ecuaciones químicas.

Simple tanteo o inspección Se aplica a ecuaciones sencillas en el siguiente orden: 1. Metal 2. No metal 3. Hidrógeno 4. Oxígeno

Cambios de estado de oxidación Se aplica a reacciones redox donde intervienen sustancias eléctricamente neutras

Ion electrón Se aplica a reacciones redox en disolución acuosa en las que intervienen unidades electrizadas (iones) y neutras.

Se forman semirreacciones de oxidación y reducción

En medio ácido (𝑯+ )

En medio básico (𝑶𝑯−)

1. MÉTODO DE SIMPLE TANTEO O INSPECCIÓN EJEMPLOS APLICATIVOS Ejemplo – 1 Balancear la siguiente ecuación química 𝐻3 𝑃𝑂4 + 𝐶𝑎 𝑂𝐻

2

→ 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4

2

+ 𝐻2 𝑂

En primer lugar balanceamos el calcio 𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻

2

→ 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4

2

+ 𝐻2 𝑂

Luego balanceamos el fósforo colocando el coeficiente 2 delante del 𝐻3 𝑃𝑂4 2𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻

2

→ 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4

2

+ 𝐻2 𝑂

Balanceamos el hidrógeno colocando el coeficiente 6 delante del H2O 2𝐻3 𝑃𝑂4 + 3𝐶𝑎 𝑂𝐻

2

→ 𝐶𝑎3 𝑃𝑂4

2

+ 6𝐻2 𝑂

Analizamos finalmente el oxígeno, en el primer miembro hay 14 átomos de oxígeno (2 x 4 + 3 x 2) y en el segundo miembro hay 14 átomos de oxígeno (4 x 2 + 1), lo que significa que la ecuación esta balanceada.

Ejemplo – 2 Balancear por tanteo o simple inspección: 𝐶2 𝐻2 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂

Balanceamos “C”, colocamos 2 delante de 𝐶𝑂2 𝐶2 𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 Vemos que el hidrógeno esta balanceado (2 átomos en cada lado) Balanceamos el “O”, en el segundo lado hay 5 átomos de “O”, entonces colocamos 5

5 2

delante de O2 (equivale a 2 x 2 = 5 átomos) 𝐶2 𝐻2 +

5 𝑂 2 2

→ 2𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂

La ecuación química esta balanceada, pero, por convención, en problemas de balance, los coeficientes deben ser números mínimos enteros, entonces multiplicamos por 2 a todos. La ecuación química balanceada es: 2𝐶2 𝐻2 + 5𝑂2 → 4𝐶𝑂2 + 2𝐻2 𝑂

2. MÉTODO REDOX

Ejemplo – 3 Balancear el siguiente proceso de óxido – reducción 𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑆𝑂4

𝑆 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂

Determinamos los estados de oxidación de cada uno de los elementos empleando las reglas del número de oxidación. −3 +1 𝑁𝐻3

+6 + 𝐻2 𝑆𝑂4

0 +5 𝑆 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂

Se oxida (−8e-) x 3

Se reduce (+6e-) x 4

Trasladando los números 3 y 4 como coeficientes tenemos: 3𝑁𝐻3 + 4𝐻2 𝑆𝑂4

4𝑆 + 3𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂

Terminado el balance por tanteo: 3𝑁𝐻3 + 4𝐻2 𝑆𝑂4

4𝑆 + 3𝐻𝑁𝑂3 + 7𝐻2 𝑂

3. MÉTODO DEL ION ELECTRÓN Ejemplo – 4 Balancear en medio ácido la siguiente reacción redox 𝐶𝑟2 𝑂72−

+

𝐹𝑒 +2

𝐻+

𝐶𝑟 +3 + 𝐹𝑒 +3

Hallando el número de oxidación de los elementos y el número de electrones ganados y perdidos. +3 +3 +6 2 − +2 𝐶𝑟2 𝑂7 + 𝐹𝑒 2𝐶𝑟 + 𝐹𝑒 Se oxida (−1e-) x 6 Se reduce (+6e-) x 1

Trasladando los números 1 y 6 como coeficientes tenemos: 2 − +2 𝐶𝑟2 𝑂7 + 6 𝐹𝑒

+3 +3 2𝐶𝑟 + 6𝐹𝑒

Como en el primer miembro hay 7 átomos de O, sumamos 7H2O en el otro lado. Además colocamos 14H+ en el 1er miembro. +3 +3 +2 2− + 𝐶𝑟2 𝑂7 + 6 𝐹𝑒 + 14𝐻 2𝐶𝑟 + 6𝐹𝑒 + 7𝐻2 𝑂 −2 + 12 + 14 = +24

+6 + 18 + 0 = +24

Ejemplo – 5 Balancear en medio básico la siguiente reacción redox 𝑆2 𝑂32− + 𝐶𝑙𝑂−

𝑂𝐻 −

𝐶𝑙 − + 𝑆𝑂42−

Hallando el número de oxidación de los elementos y el número de electrones ganados y perdidos. +1 +6 2 − −1 +2 2 − − 𝑆2 𝑂3 + 𝐶𝑙𝑂 𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4 Se reduce (+2e-) x 4 Se oxida (−8e-) x 1

queda

2− 𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂− −6 − 2

−1 2− 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4 −8

Agregando 𝑂𝐻 − en medio básico para balancear cargas iónicas −1 2− 2− − − 𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂 + 2𝑂𝐻 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4 9 oxígenos

8 oxígenos

Como en el primer miembro hay 9 átomos de O y en el otro miembro 8 átomos de O sumamos 1 H2O en el otro lado. 2− 𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂− + 2𝑂𝐻 −

−1 2− 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4 + 1𝐻2 O

Chequeando cargas tenemos la ecuación balanceada. 2− 𝑆2 𝑂3 + 4𝐶𝑙𝑂− + 2𝑂𝐻 − −2 − 4 − 2 = −8

−1 2− 4𝐶𝑙 + 2𝑆𝑂4 + 1𝐻2 O −4 − 4 + 0 = −8

Ejemplo – 6 Balancear en medio básico o alcalino la siguiente reacción redox 𝑂𝐻 −

𝐶𝑟 3+ + 𝐶𝑙𝑂3−

𝐶𝑟𝑂42− + 𝐶𝑙1−

+5 𝐶𝑟 3+ + 𝐶𝑙𝑂3−

+6 𝐶𝑟𝑂42− + 𝐶𝑙1−

Se reduce (+6e-) x 1 Se oxida (−3e-) x 2

queda 2𝐶𝑟 3+

+5 + 𝐶𝑙𝑂3−

+6 2𝐶𝑟𝑂42− + 𝐶𝑙1−

−10 +6 − 1

−4 − 1

Agregando 𝑂𝐻 − en medio básico para balancear cargas iónicas −

10𝑂𝐻 + 2𝐶𝑟

3+

+5 + 𝐶𝑙𝑂3−

13 oxígenos

+6 2𝐶𝑟𝑂42− + 𝐶𝑙1− + 5𝐻2 𝑂 8 oxígenos

+ 5 oxígenos

Consideraciones importantes Las reacciones redox son generalmente complejas y las ecuaciones que lo representan no son tan simples, para balancearlo utilizamos métodos sistematizados que son: • Método del número de oxidación (Balance redox) • Método del ion electrón. El método ion electrón se aplica a reacciones redox que ocurren en soluciones acuosas de carácter ácido, con presencia de ácidos fuertes (H2SO4, HCl, HNO3, etc) o de carácter básico, con presencia de bases fuertes (NaOH, KOH, Ca(OH)2, etc); la solución también puede ser neutra (ni ácida ni básica). Para balancear la ecuación redox según este método, solo consideramos las especies iónicas o moleculares que sufren fenómeno redox, por lo tanto no se consideran a los iones espectadores (iones que no sufren cambios en su número de oxidación); para ello se debe tener en cuenta que ciertas sustancias que no se ionizan en H2O se debe representar mediante su fórmula molecular o unidad fórmula. El estudiante, para saber que sustancias se ionizan y que sustancias no se ionizan en H2O, debe tener amplios conocimientos de solubilidad. Debido a estas dificultades, en los exámenes se les proporciona la ecuación redox ya preparada para proceder a su respectivo balance.

Pagina Web para balancear cualquier reacción explicada paso a paso

Bibliografía  Brown, T. y Eugene L. (2009). química, la ciencia central. México: Pearson Educación, 10(1).

d

 Chang, R. y Williams, x C. (2003). química. Decima edición. México: 𝑉𝐻𝐶𝑙 = A. (d-x) McGraw-Hill Editores. 𝑉𝑁𝐻3interamericana = A. x  Petrucci, R y Harwood, S. (2003). química general. Prentice Hall. Decima

edición. México, 6(1).  Withen, K. y Davis, R. (1998). química general. Editorial Mc Graw-Hill interamericana. Madrid, 12(1).

Muchas gracias