Your SlideShare is downloading. ×
0
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Reacciones De Intercambio De Electrones
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Thanks for flagging this SlideShare!

Oops! An error has occurred.

×
Saving this for later? Get the SlideShare app to save on your phone or tablet. Read anywhere, anytime – even offline.
Text the download link to your phone
Standard text messaging rates apply

Reacciones De Intercambio De Electrones

27,283

Published on

Published in: Education, Travel, Business
0 Comments
1 Like
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total Views
27,283
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
7
Actions
Shares
0
Downloads
268
Comments
0
Likes
1
Embeds 0
No embeds

Report content
Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
No notes for slide

Transcript

  • 1. Colegio Pedro de Valdivia Providencia Cuarto Medio Prof. Jorge Yáñez R. Reacciones de intercambio de electrones “Redox”
  • 2. Reacciones de intercambio electrónico cotidianas:
    • Combustión:
    • CH 4 (g) + 2O 2 (g)  CO 2 + H 2 O(g)
    • La Corrosión:
    • 4Fe(s) + 3O 2 (g)  2Fe 2 O 3 (s)
    • Fotosíntesis y respiración:
    • 6CO 2 (g)+ H 2 O(l)  C 6 H 12 O 6 (ac)+ 6O 2
  • 3. Tabla periódica y propiedades
  • 4. Oxidación y reducción
    • Oxidación es cuando un elemento pierde electrones
    • Reducción es cuando un elemento gana electrones.
    • Cu(s) +2AgNO 3 (ac)  Cu(NO 3 ) 2 (ac) + 2Ag(s)
    0 0 + 2+ oxidación reducción 1.Cobre metálico en solución de nitrato de plata. 2. Sulfato de cobre en solución y nitrato de plata metálico.
  • 5. Reducción y oxidación “Redox”
    • Siempre ocurre una reacción de oxidación y una de reducción a la vez.
    • La reducción se puede detectar por una disminución del estado de oxidación, se hace más negativo.
    • La oxidación se puede detectar por un aumento en estado de oxidación, el estado de oxidación se hace más positivo.
    • Ecuación general: Cu(s) +2AgNO 3 (ac)  Cu(NO 3 ) 2 (ac) + 2Ag(s)
    • Ecuación iónica total:
    • Cu(s) +2[Ag + (ac) + NO 3 - (ac)]  Cu + (ac) + 2NO 3 - (ac) + 2Ag(s)
    • Ecuación iónica neta: Cu(s) +2Ag + (ac)  Cu + (ac) + 2Ag(s)
  • 6. Estado de oxidación
    • Significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula( o en compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente.
    • S(s) + O 2 (g)  SO 2 (g)
    0 0 +4 -2
  • 7. Reglas para asignar el número de oxidación
    • 1.En los elementos libres, cada átomo tiene un N.O. cero. H 2 ,Br 2 , Na, Be, K, O 2 , P 4 , Cu, Fe, O 3 .
    • 2.Para los iones monoatómicos la carga del ion es igual al N.O.(metales alcalinos N.O=+1; Metales A. Terreos=+2)
    • 3.El N.O. del oxígeno es -2 en la mayoría de los compuestos (MgO, H 2 O, Fe 2 O 3 ), pero al formar peróxidos(O 2 -2 ) tiene carga -1 (H 2 O 2 , Na 2 O 2, Li 2 O 2 )
    • 4.El N.O. del hidrógeno es +1(HCl, NaOH, H 2 S) excepto cuando está enlazado con metales en compuestos binarios en donde su número de oxidación es -1( LiH, NaH,CaH 2 ).
  • 8. Reglas para asignar el número de oxidación
    • 5.El flúor tiene N.O. -1, en todos sus compuestos. Los otros halógenos (Cl,Br y I) tienen N.O. negativos cuando se encuentran como halogenuros. Cuando se combinan con oxígeno, tienen números de oxidación positivos.
    • 6.En una molécula neutra, la suma de los N.O. de oxidación de todos los átomos debe ser 0.
    • 7. En un ion poliatómico, las suma de los N.O. de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ion.( NH 4 + , N -3 y H + -3+4(+1)=+1 )
  • 9. Estados de oxidación más comunes
  • 10. Agente oxidante agente reductor.
    • Cada sustancia juega un papel importante dentro de una reacción redox, los identificamos como:
    • Agente oxidante: Ganan electrones.
    • Agente Reductor: Pierden electrones.
    • Cu(s) +2Ag + (ac)  Cu 2+ (ac) + 2Ag(s)
    • Cu: Agente Reductor
    • Ag + : Agente Oxidante.
    0 0 Oxidación/Agente reductor Reducción/Agente oxidante
  • 11. Las semirreacciones.
    • Las reacciones de oxido reducción se deben examinar por separado en un proceso de oxidación y en un proceso de reducción.
    • La cantidad de electrones en juego debe ser la misma, electrones ganados igual a la cantidad de electrones perdidos.
    • 2Mg(s) + O 2 (g)  2MgO(s)
    • Semirreacción de oxidación:
    • 2Mg  2Mg 2+ +4e -
    • Semirreacción de reducción:
    • O 2 +4e -  2O 2-
  • 12. Tipos de reacciones redox
    • Combinación: Son aquellas en que dos sustancias se combinan para formar un solo producto:
    • A + B  C
    • Ejemplos:
    • 1. S(s) + O 2 (g)  SO 2 (g)
    • 2. 2Mg(s) + O 2 (g)  2MgO(s)
    • 3. H 2 (g) + Cl 2 (g)  2HCl(g)
    • 4. 2H 2 (g) + O 2 (g)  2H 2 O
    • 5. 3Mg(s) + N 2 (g)  Mg 3 N 2 (s)
  • 13. Tipos de reacciones redox
    • Combinación:
    K + Cl 2 P + Cl 2
  • 14. Tipos de reacciones redox
    • Descomposición: Es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes.
    • C  A+B
    • Ejemplos:
    • 1. 2HgO(s)  2Hg(l) + O 2 (g)
    • 2. 2KClO 3 (s)  2KCl(s) + 3O 2 (g)
    • 3. 2NaH(s)  2Na(s) + H 2 (g)
  • 15. Tipos de reacciones redox
    • Descomposición:
    Hg 2 O 2
  • 16. Tipos de reacciones redox
    • Desplazamiento: Un ion ( o un átomo) de un compuesto se reemplaza por un ion ( o átomo) de otro elemento.
    • A + BC  AC + B
    • Ejemplos:
    • 1. 2Na(s) + H 2 O(l)  2NaOH(ac) +H 2 Desp. de hidrógeno.
    • 2. Zn(s) + 2HCl(a)  ZnCl 2 (ac) +H 2 Desp. de hidrógeno.
    • 3. 2Mg(l) + TiCl 4 (g)  Ti(s) + 2MgCl 2 Desp. de metales.
    • 4. 2KBr(ac) + Cl 2 (g)  2KCl(ac) + Br(l) Desp. De halógenos
  • 17. Tipos de reacciones redox
    • Desplazamiento:
    Zn + CuSO 4 Zn + H 2 SO 4 Al + HCl K + H 2 O
  • 18. Tipos de reacciones redox
    • Dismutación(desproporción): Son las reacciones donde un mismo elemento en un estado de oxidación se oxida y se reduce al mismo tiempo.
    • Ejemplo:
    • H 2 O 2 (ac)  2H 2 O(l) + O 2 (g)
  • 19. Ejercicios
    • Clasifique las siguientes reacciones redox , identifique la especie reducida , la especie oxidada, el agente reductor,el agente oxidante y las realice las semirreacciones.
    • 1. 2N 2 O(g)  2N 2 (g) + O 2 (g)
    • 2. 6Li(s) + N 2 (g)  2Li 3 N(s)
    • 3. Ni(s) + Pb(NO 3 )(ac)  Pb(s) +Ni(NO 3 ) 2 (ac)
    • 4. 2NO 2 + H 2 O(l)  HNO 2 (ac) + HNO 2 (ac)
  • 20. Balanceo de ecuaciones redox
    • En ambos lados de la ecuación hay la misma cantidad de átomos.
    • En ambos lados de la ecuación existen las mismas cantidades de carga, los electrones se conservan.
    • 3Cu(s) + 8HNO 3 (ac)  3Cu 2+ (ac) + 2NO(g) +6NO 3 - (ac) + 4H 2 O(l)
    • “ A veces las ecuaciones son demasiado complejas para resolverlas por tanteos”
  • 21. Redox en soluciones ácidas
    • La técnica de balancear ecuaciones redox consiste en dividirlas en medias reacciones separadas.
    • Realizaremos el siguiente ejemplo:
    • H+
    • SO 2 (ac) + Cr 2 O 7 2- (ac)  SO 4 2- (ac) + Cr 3+ (ac)
  • 22. Redox en soluciones ácidas
    • Paso1: Escribir la ecuación esquemática de la reacción.
    • SO 2 + Cr 2 O 7 2-  SO 4 2- + Cr 3+
    • Paso2: Asignar números de oxidación a todos los átomos a ambos lados de la ecuación.
    • SO 2 + Cr 2 O 7 2-  SO 4 2- + Cr 3+
    • Paso3: Determinar cuales son los átomos que se oxídan y los que se reducen.
    • SO 2 + Cr 2 O 7 2-  SO 4 2- + Cr 3+
    - 4 -2 +6 -2 +6 -2 +3 reducción Oxidación
  • 23. Redox en soluciones ácidas
    • Paso 4: Dividir la reacción en medias reacciones de oxidación y reducción y balancearlas.
    • Oxidación: SO 2  SO 4 2-
    • Reducción: Cr 2 O 7 2-  Cr 3+
    • a) Reducción: Cr 2 O 7 2- + 6e -  2Cr 3+
    • “ Los oxígenos se igualan con agua y los hidrógenos con protones”
    • Cr 2 O 7 2- +14H + + 6e -  2Cr 3+ + 7H 2 O
    • b) Oxidación: SO 2  SO 4 2- + 2e -
    • SO 2 + 2H 2 O  SO 4 2- + 2e - + H +
  • 24. Redox en soluciones ácidas
    • Paso5: Se combinan las dos medias reacciones, de tal manera que ni se crean ni se destruyen electrones.
    • Cr 2 O 7 2- +14H + + 6e -  2Cr 3+ + 7H 2 O
    • 3x(SO 2 + 2H 2 O  SO 4 2- + 2e - + 4H + ) .
    • Cr 2 O 7 2- +14H + + 3SO 2 + 6H 2 O  2Cr 3+ + 7H 2 O + 3SO 4 2- + 12H +
    • Paso6: Balancear, si es necesario, el resto de la ecuación.
    • Cr 2 O 7 2- +2H + + 3SO 2  2Cr 3+ + H 2 O + 3SO 4 2-
  • 25. Ejercicio:
    • Determine la estequiometria correcta de la siguiente reacción redox en medio ácido:
    • H+
    • MnO 4 - (ac) + H 2 O 2 (ac)  Mn 2+ (ac) + O 2 (g)
    • R:
    • 2MnO 4 - (ac) + 5H 2 O 2 (ac) + 6 H + (ac)  2Mn 2+ (ac) + 5O 2 (g) + 8H 2 O(l)
  • 26. Redox en soluciones básicas
    • Estas soluciones contienen moleulas de H 2 O e iones OH - .
    • En consecuencia debemos agregar moléculas de agua o iones hidroxilos según sea necesario en la ecuación.
    • Ejemplo: Escriba la ecuación balanceada para la siguiente reacción en medio básico.
    • OH-
    • MnO 4 - (ac) + H 2 O 2 (ac)  MnO 2 (s) + O 2 (g)
  • 27. Redox en soluciones básicas
    • Paso1: Escribir la ecuación esquemática de la reacción.
    • MnO 4 - (ac) + H 2 O 2 (ac)  MnO 2 (s) + O 2 (g)
    • Paso2: Asignar números de oxidación a todos los átomos a ambos lados de la ecuación.
    • MnO 4 - (ac) + H 2 O 2 (ac)  MnO 2 (s) + O 2 (g)
    • +7 -2 +1 -1 +4 -2 0
    • Paso3: Determinar cuales son los átomos que se oxidan y los que se reducen.
    • MnO 4 - (ac) + H 2 O 2 (ac)  MnO 2 (s) + O 2 (g)
    reducción Oxidación
  • 28. Redox en soluciones básicas
    • Paso 4: Dividir la reacción en medias reacciones de oxidación y reducción y balancearlas.
    • Reducción: MnO 4 -  MnO 2
    • H 2 Oxidación: H 2 O 2  O 2
    • a) Reducción: MnO 4 - + 3e-  MnO 2
    • “ Se equilibra la carga neta de -4 al lado izquierdo de la ecuación con 4 hidroxilos al lado derecho”
    • i. MnO 4 - + 3e-  MnO 2 + 4OH -
    • ii. MnO 4 - + 2H 2 O + 3e-  MnO 2 + 4OH -
  • 29. Redox en soluciones básicas
    • b) oxidación: H 2 O 2  O 2 + 2e-
    • “ La carga de la media reacción se puede balancear agregando un par de iones OH - a los reactivos.
    • i. H 2 O 2 + 2OH -  O 2 + 2e-
    • ii. H 2 O 2 + 2OH -  O 2 + 2e- + 2H 2 O
  • 30. Redox en soluciones básicas
    • Paso5: Se combinan las dos medias reacciones, de tal manera que ni se crean ni se destruyen electrones.
    • 2x (MnO 4 - + 2H 2 O + 3e-  MnO 2 + 4OH - )
    • 3x (H 2 O 2 + 2OH -  O 2 + 2e- + 2H 2 O) .
    • 2MnO 4 - +3H 2 O 2 + 6OH - + 4H 2 O  2 MnO 2 + 3O 2 + 8OH - + 6H 2 O
    • Paso6: Balancear, si es necesario, el resto de la ecuación.
    • 2MnO 4 - +3H 2 O 2  2 MnO 2 + 3O 2 + 2OH - + 2H 2 O

×