Estadisticas

A) MÉTODO REDOX Se basa en el cambio del estado de oxidación (E.O.) que experimentan algunos elementos dentro de una reacción química. Es decir consiste en determinar los elementos que se reducen y se oxidan.

Reglas para hallar E.O. 1. La carga negativa se le atribuye el átomo mas electronegativo. 2. todo elemento que se encuentre en su estado libre o molecular, su E.O. es cero. Ejemplo: o o oo o H2, O2, Fe, Ca, P4 3. el hidrogeno siempre actúa con E.O= +1 excepto cuando se combina con los metales (hidruros) que actúa con E.O.= -1 Ejemplo: +1 -1 =O Na H 4. el oxigeno siempre actúa con E.O. =-2 excepto con los PEROXIDOS que actúa en E.O. =-1 y cuando se combina con el Fluor actúa E.O. =+2 Ejemplo: * Peróxido: H2O2 +1 H2 * Fluor: F2O -1 F2 +2 O ……2(-1)+1(+2)=0 -1 O2 ……2(+1)+2(-1)=05. los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) (Grupo IA) siempre actúa E.O.=+1. 6. los metales alcalinos térreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra). Grupo IIA siempre actúa E.O.=+2. 7. La suma algebraica de los E.O. de los elementos de un compuesto neutro es igual a cero, y ∑ E.O. (COMPUESTO)=O ∑ E.O. (RADICAL) = n (neutro) (n: carga radical)

Determine los E.O del no metal en los siguientes compuestos:a. HNO3 +1 H b. NaHB4O7 x N -2 O3 → -1+x+3(-2)=0 x=+5

+1 Na c. Ca(HS2O7)

+1 H

x B4

-2 → +1+1+4(x)+7(-2)=0 O7

x=+3

+2 +1 x Ca(H S2 d. (NH4)+1 ⎛ X +1 ⎞ ⎜N H4⎟ ⎝ ⎠
+1

-2 → +2+1+2(x)+7(-2)=0 x=+6 O7)2

1(X)+4(+1)=+1 → X=-3

Pasos: 1. Asigne a todos los átomos su E.O. 2. ver quienes gana o pierden electrones, y determine cuantos electrones pierden o ganen. 3. si hay más deun átomo que pierde o gane electrones en una unidad formula. Determine la pérdida o ganancia total por unidad formula. 4. se multiplican por factores adecuados de tal manera que el numero de electrones ganados sea igual al numero de electrones perdidos. Introduciendo el coeficiente apropiado delante de la formula de cada uno en la parte izquierda de la ecuación. (Ver ejemplos). 5. Complete elbalance de la ecuación por tanteos. Primero balancee los átomos que han ganado o perdido electrones, segundo los átomos diferentes al O y al H, tercero los átomos de H y finalmente los O. BALANCEAR EJEMPLO 1. Balancear HNO3+H2S → NO+S+H2O Solución: Pasos:

-2

-2e-

0

1º……. 2º……. 3º…….

+5 -2 HNO3 + H2S
+5

+2 0 NO + S + H2O
+2

+3e Reduce

-

-2e-. 3

4º ……..

2HNO3 + 3H2S+3e- 2

2NO + 3S

+

H2O

# transferidos = 6

-6e5º ……. 2HNO3 + 3H2S +6eH: 2(1)+3(2)=8 O: 2(3)=6 2NO + 3S + 4H2O

2. Balancear KMnO4+FeSO4+H2SO4 Indicar: a) 2/3 b)1/5 (Coef. Oxidante) (Coef. Redactor) c)3/2 d)5/1 e) 4/3 K2SO4+MnSO4+Fe2(SO4)3+H2O

solución:

(+4) – (+6) = -2e- . 5 Oxidación + 4 +7 +2 +6 KMnO4 + 2FeSO4 + H2SO4 Reducción -10 eReductor + 6 +2 +3 K2SO4+MnSO4 + Fe2(SO4)3 +H2O

(+7) – (+2) = + 5e- . 2

2KMnO4 + 10FeSO4 + H2SO4 +10eOxidante Por tanteo: 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 Oxidante: KMnO4 Reductor: FeSO4 Rpta. b)
∴

K2SO4 + 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + H2O

K2SO4 + 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O coef. Oxidante coef. Reductor = 2 =1 10 5

* Regla practica para determinar el número de electrones ganados o perdidos Al estado de oxidación de los elementos de lasustancia reaccionante se le resta algebraicamente el estado de oxidación del mismo elemento de la sustancia resultante. Si la diferencia es positiva nos indicará que el número de electrones ganados y si es negativa el número de electrones perdidos.

3. Balancear KMnO4 + KCl + H2SO4 E identificar el coeficiente del reductor a)7 solución: -2 (-2) – (0) = -2eOxidación +7 -1 KMnO4 + 2KCl + H2SO4 (+7)– (+2) = +5eReducción +2 MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2 2 0 5 0 b)8 c) 9 d) 10 e) 11 MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2

2KMnO4 + 10KCl + 8H2SO4

2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O + 5Cl2

Reductor: KCl Rpta. d)

Coef. : 10

4. Balancear e indicar el coeficiente del oxidante : K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 a) 1 solución: -2 (-2) – (0) = -2eOxidación +6 -2 K2Cr2O7 + 3H2S + H2SO4 + 12 (+12) – (+6) = +6e1 +3 0 Cr2(SO4)3...