Guía química tercero medio

Firma Apoderado
GUÍA DE REFUERZO
PRUEBA DE SÍSTESIS
II SEMESTRE
Nombre: _____________________________________Curso:11th Grade
Subsector: Química
Fecha: Entrega 19 de noviembre
Objetivos: Evaluar los contenidos y habilidades
desarrollados a lo largo del segundo semestre 2010.
Firma Coordinador:
REACCIONES REDOX
Ocurren reacciones de oxidación –reducción (redox) cuando las sustancias que se
combinan intercambian electrones. De manera simultánea, con dicho intercambio, tiene
lugar una variación en el número de oxidación (estado de oxidación) de las especies
químicas que reaccionan. El manejo del número de oxidación es imprescindible para el
balanceo de las reacciones redox.
El número de oxidación puede definirse como la carga real o virtual que tienen las
especies químicas (átomos, moléculas, iones) que forman las sustancias puras. Esta
carga se determina con base en la electronegatividad1 de las especies según las reglas
siguientes.
El número de oxidación de un elemento químico es de cero ya sea que este se
encuentre en forma atómica o de molécula polinuclear.
Ejemplos:
Naº, Cuº, Feº, H2º, Cl2º, N2º, O2º, P4º, Seº
El número de oxidación de un ión monoatómico (catión o anión) es la carga eléctrica
real, positiva o negativa, que resulta de la pérdida o ganancia de electrones,
respectivamente.
Ejemplos:
Cationes: Na+, Cu2+, Hg2+, Cr3+, Ag+, Fe2+, Fe3+
Aniones: F-, Br-, S2-, N3-, O2-, As3El número de oxidación del hidrógeno casi siempre es de 1+, salvo en el caso de los
hidruros metálicos donde es de –1.
El número de oxidación del oxÍgeno casi siempre es de 2–, (O2-) salvo en los peróxidos,
donde es de –1.
La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula
química de un compuesto es cero.
La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula
química de un ión poliatómico es igual a la carga del ión.
Ejemplos:
NO3- La carga de este ión poliatómico es -1
SO42- La carga de este ión poliatómico es -2
Si en la fórmula no hay hidrógenos ni oxígenos, el valor negativo se asigna al átomo
más electronegativo.
OXIDACIÓN
La oxidación tiene lugar cuando una especie química pierde electrones y en forma
simultánea, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el calcio metálico (con
número de oxidación cero), se puede convertir en el ión calcio (con carga de 2+) por la
pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente:
Caº  Ca2+ + 2eREDUCCIÓN
La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y al mismo tiempo
disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con número de
oxidación cero) se convierte en el ión cloruro (con número de oxidación y carga de 1–)
por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:
1e- + Cl  Cl-
AGENTE OXIDANTE
Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce
en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental con calcio:
Caº + Cl2º  CaCl2
El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número de
oxidación pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como:
2e-+Cl2º 2Cl-1
AGENTE REDUCTOR
Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se oxida en
dicho proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo, cuando se hacen
reaccionar cloro elemental con calcio:
Caº + Cl2º  CaCl2
El calcio es el agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o número de
oxidación pasa de 0 a 2+. Esto se puede escribir como:
Caº  Ca2+ + 2eBALANCEO DE RACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL ION–ELECTRÓN
1. Anotar el número de oxidación de cada elemento que participa en la reacción.
2. Identificar las especies que cambian de número de oxidación y escribir las
semirreacciones de oxidación y reducción.
3. Ajustar en cada semirreacción el número de átomos y el número de cargas
eléctricas. Para ello se añaden, moléculas de agua por cada oxígeno que falta e
iones H+ por cada hidrógeno que falta. Las cargas se igualan sumando o
restando electrones.
4. Se igualan los números de electrones en ambas semirreacciones multiplicando
cada una de ellas por el número correspondiente, de modo que el número de
electrones que se ceden y que se captan en la reacción sean los mismos.
5. se suman ambas semirreacciones formando la reacción general. Los electrones
se eliminan y las moléculas de agua e H+ se simplifican.
6. si la reacción ocurre en medio básico, una vez balanceada la ecuación en forma
iónica, se suman los dos miembros de la ecuación química tantos iones hidroxilo
(OH-) como iones (H+) aparezcan, reajustando las moléculas de agua.
EJEMPLO
1. Escribir la ecuación general que representa el cambio químico
HNO3 + H2S --------> NO + S + H2O
2. Escribir las semireacciones. El elemento no debe ser escrito como átomos o iones
libres, a menos que existan como tales en solución.
SRR: NO3- -------> NO
SRO: H2S ---------S
3. Balancear cada ecuación parcial en el número de átomos de cada elemento. En
disoluciones neutras o ácidas se equilibran los oxígenos agregando tantas moléculas de
agua como oxígeno que falte.
NO3- -------> NO + 2 H2O
H2S ---------> S
4. Balancear cada ecuación en cuanto al número de átomos de hidrógeno agregando
tantos protones como hidrógenos falten.
NO3- + 4H+ --------> NO + 2 H2O
H2S ---------> S + 2H+
5. Igualar las semirreacciones en cuanto a las cargas, utilizando los electrones (e-)
NO3- + 4H+ + 3e- -------> NO + 2H2O
H2S ---------> S + 2H+ + 2e6. Amplificar cada ecuación para que la cantidad de electrones cedidos y ganados sean
iguales.
NO3- + 4 H+ + 3 e- --------> NO + 2H2O /x2
H2S -----------> S + 2H+ + 2e- /x3
_____________________________________
2NO3- + 8H+ + 6 e- -------> 2NO + 4H2O
3H2S --------> 3S + 6H+ + 6e7. Sumar algebraicamente ambas semirreacciones
2NO3- + 8H+ + 6e- --------> 2NO + 4H2O
3H2S -----------> 3S + 6H+ + 6 e_______________________________________
2NO3- + 3H2S + 2H+ --------> 2NO + 3S + 4 H2O
8. Colocar los coeficientes en la ecuación general
2HNO3 + 3H2S ---------> 2NO + 3S + 4H2O
CELDAS ELECTROQUÍMICAS
Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir
de reacciones químicas, o bien, de producir reacciones químicas a través de la
introducción de energía eléctrica.
La celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una corriente
eléctrica, como las pilas y baterías. También reciben los nombres de celda galvánica,
pila galvánica o pila voltaica.
La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de
oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas
reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el
nombre de electrólisis. También reciben los nombres de celda electrolítica o cuba
electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la célula electrolítica, los dos
electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que
tienen lugar las dos semirreacciones.
El potencial o fuerza electromotriz de una pila se puede predecir a través de la
utilización de los potenciales de electrodo, las tensiones de cada semicelda. La
diferencia de voltaje entre los potenciales de reducción de cada electrodo da una
predicción para el potencial medido de la pila.
El potencial eléctrico es semejante a la presión de agua en una manguera: el agua
avanza gracias al “empuje” que produce el mismo flujo de agua. El potencial eléctrico
en una celda galvánica representa la “presión de electrones”, la fuerza que los impulsa
a través del alambre que conecta los dos metales.
Electrodos: es una barra de carbono o metal que se puede introducir en un gas,
solución o sólido iónico fundido y que es capaz de conducir la corriente eléctrica.
Ánodo: donde de produce la oxidación
Cátodo: donde se produce la reducción
Puente salino: Cumple tres funciones
1. Permite el contacto eléctrico entre dos soluciones
2. Evita la mezcla entre las soluciones
3. Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semicelda
El flujo espontáneo de electrones se debe a una diferencia de voltaje o potencial
eléctrico entre los dos electrodos de la celda. Esta diferencia se conoce como
potencial de celda o fuerza electromotriz (fem) que se expresa en volts (v).
La diferencia de potencial eléctrico se puede interpretar como una diferencia de
presión o tensión que ejercen los electrones para pasar del ánodo al cátodo.
Cada uno de los electrodos tiene un potencial determinado, pero no se pueden medir
de forma aislada por lo que se recurre a un electrodo patrón.
Para establecer un electrodo patrón se recurre al concepto de estado estándar. Con
este objetivo se eligió el electrodo de hidrógeno a 1 atmósfera de presión y 25°C, al
cual se le asigna un potencial igual a cero.
2H+ (1M) + 2e  H2 (1atm)
E° = 0,00 V
E° = Potencial estándar del electrodo de hidrógeno.
POTENCIALES DE REDUCCIÓN
Li+ + e  Li
K+ + e  K
Ca2+ + 2e  Ca
Na+ + e  Na
Mg2+ + 2e  Mg
Al3+ + 3e  Al
Zn2+ + 2e  Zn
-3,04v
-2.92v
-2,76v
-2,71v
-2,38v
-1,66v
-0,76v
Cr3+ + 3e  Cr
Fe2+ + 2e  Fe
Pb2+ + 2e  Pb
Fe3+ + 3e  Fe
2H+ +2e  H2
Cu2+ + 2e  Cu
Cu+ + e  Cu
I2 (s) + 2e  2IFe3+ + e  Fe2+
Ag+ + e  Ag
NO3- + 4H+ + 3e NO + 2H2O
O2 + 4H+ + 4E  2H2O
Cl2 + 2e  2ClAu3+ + 3e
MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ 4H2O
H2O2 + 2H+ + 2e  O2 + H2O
F2 + 2e  2F-
-0,74v
-0,41v
-0,13v
-0,04v
0,00v
0,34v
0,52v
0,54v
0,77v
0,80v
0,96v
1,23V
1,36v
1,50v
1,51v
1,77v
2,87v
En las celdas que funcionan espontáneamente se observa que el potencial de celda es
positivo. Esto significa que la reacción inversa no ocurre porque le corresponde un
potencial negativo.
Mientras más positivo el potencial de una semirreacción, aumenta el grado de
espontaneidad.
Eº celda > 0
Eº celda < 0
Eº celda = 0
Espontáneo
No espontáneo
Equilibrio
Ejemplo
¿Cuál de las siguientes reacciones es posible?
a) Mg2+ + 2Ag  ?
b) Mg + 2Ag+  ?
a. Observamos desde la tabla:
Mg2+ + 2Ag  Mg
Eº celda = -2,38v
+
2Ag  2Ag + 2e
Eº celda = -0,80v
2+
+
Mg + 2Ag  Mg + 2Ag Eº celda = -3,18v
b. Observamos desde la tabla:
Mg  Mg2+ + 2e
Eº celda = +2,38v
+
2Ag + 2e  2Ag
Eº celda = + 0.80v
+
2+
Mg + 2Ag  Mg + 2Ag Eº celda = + 3,18v
La reacción b es posible ya que el potencial de celda es positivo.
Ejercicios
1. Determina los números de oxidación de todos los átomos en los siguientes
compuestos:
a) H2SO3; b) HClO4; c) FeCl3; d) NO2-; e) CaO
2. Determina cual de las siguientes reacciones no igualadas son redox:
a)
b)
c)
d)
NH4+ + H2O  H3O+ + NH3
Fe + H3O+ + ClO4-  Fe3+ + Cl2 + H2O
H2SO3 + I2 + H2O  H2SO4 + HI
FeS + HCl  FeCl2 + H2S
3. Iguala por el método del ión electrón las siguientes reacciones
a) MnO2 (s) + Cl- (ac)  Mn2+ (ac) + Cl2 (g)
b) H2O2 (ac) + FeCl2 (ac) + HCl (ac)  H2O (l) + FeCl3 (ac)
4. Cuál de las siguientes reacciones no balanceadas puede ocurrir
a) Cl- (ac) + Al3+ (ac)  Cl2 (g) + Al (s)
b) Al (s) + Ag+ (ac)  Al3+ (ac) + Ag (s)