Redox: metodo del ion-electron para balancear ecuaciones

Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y sales (electrolitos) estudiados en el Equilibrio Iónico.

Los ácidos se disocian en H⁺ y el anión negativo.

Ejemplo:

NO₃ se disocia en H⁺ NO₃^-

H₂SO₄ se disocia en H₂⁺ y SO₄ ^-2

₃PO₄ se disocia en H₃⁺PO₄^-3

Las bases se disocian en el catión positivo y el OH^-

Ejemplo:

NaOH se disocia en Na⁺OH^-

M_g(OH)_{2 s}e disocia en Mg⁺²(OH)₂^-

Al(OH)₃ se disocia en Al⁺³ (OH)₃^-

Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo.

Ejemplo:

A_gCl se disocia en Ag⁺Cl^-

AgNO₃ se disocia en Ag⁺NO₃^-

Cu(NO₃)₂ se disocia en Cu⁺² (NO₃)₂^-

Al₂(SO₄)₃ se disocia en Al₂⁺³ (SO₄)₃^-2

PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H₂O _y el H₂O₂ no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).
Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:



I₂ + HNO₃ -------> HIO₃ + NO + H₂O (Molecular)
Se pasa a forma iónica;

<sub>I2 + H⁺NO3^- -----------> H⁺IO3^- + NO + H2O (Iónica)2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor.

I2 ------------> IO3^-</sub>

NO₃^- --------> NO

3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :I₂ ----------> 2IO₃^-

NO3- ----------> NO
4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H₂O para balancear los oxígenos:

I₂ + 6H₂O --------> 2IO₃^-

NO₃^- ---------> NO + 2 H₂O

5.- Igualar los átomos de hidrógenos H⁺(iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.
I₂ + 6H₂O -----> 2I ₃^- + 12H⁺

NO₃^- + 4H⁺ ---------> NO + 2H₂O

6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)I₂ + 6H₂O ---------> 2IO₃^- + 12H⁺ + 10 e^- (oxidación)

NO₃^- + 4H⁺ + 3e^- ------> NO + 2H2O (reducción)

7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto.

3 x (I₂ + 6H₂O ----->2IO₃^- + 12H⁺ + lOe^-)


10x (NO₃^- + 4H⁺ + 3e^- ------->NO + 2H₂O)

8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.

3 I₂ + 18 H₂O ------->6 IO₃^- + 36H⁺ + 30 e-


10 NO₃^- + 40 H⁺ + 30 e^- -------> 10 NO + 20 H₂O
SUMANDO:
3I₂ + 10NO₃^- + 4H⁺ --------> 6IO₃^- + 10NO + 2H₂O

-Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.

-Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación:

3I₂ + 10HNO₃ -------> 6HIO₃ + 10NO + 2H2O

Ejemplo de una celda voltaica

La pila de zinc-carbono es un tipo tipo de pila seca común (pila salina). Está formada por un envase externo de zinc que actúa como contenedor y electrodo negativo (ánodo). En el interior se halla el terminal positivo (cátodo), conformado por una barra de carbono.  El electrolito utilizado es una pasta de cloruro de zinc y de cloruro de amonio disuelto en agua.

Sección transversal de una pila de zinc-carbono:
1 - Botón metálico superior (+).
2 - Barra de carbono (electrodo positivo)
3 - Vasija de zinc (electrodo negativo)
4 - óxido de manganeso(IV)
5 - pasta húmeda de cloruro de amonio (electrolito)
6 - Base metálica (-).

Estado de oxidacion

Los estados de oxidación no son otra cosa que la carga que asignamos a los átomos en una molécula o ión, partiendo de la suposición de que todos los enlaces presentes en esta son 100% iónicos.

Esta suposición es por supuesto errónea y ficticia. Sin embargo, la asignación de números de oxidación es útil para calcular el número de electrones intercambiados en reacciones redox.

En este link pueden consultar ESTADOS DE OXIDACIÓN MÁS HABITUALES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.. (cortesia de la Universidad Nacional de Lujan) Esta en formato de pdf. Asi que pueden descargarlo o imprimirlo

Equilibrio Quimico Qc y Kc

Equilibrio Quimico: Qc y Kc

Para una reacción general que no haya conseguido alcanzar el equilibrio se escribe como: a A + b B →←c C + d D se puede calcular un Qc de la siguiente manera:

Qc = [C]c [D]d/ [A]a [B]b

Donde Q es el llamado cociente de reacción, y las concentraciones expresadas en él no son las concentraciones en el equilibrio. Vemos que la expresión de Q tiene la misma forma que la de Kc cuando el sistema alcanza el equilibrio.

Este concepto de cociente de reacción es de gran utilidad, pues puede compararse la magnitud Q con la Kc para una reacción en las condiciones de presión y temperatura a que tenga lugar, con el fin de prever si la reacción se desplazará hacia la derecha (aumentando la concentración de reactivos) o hacia la izquierda.

Así, por ejemplo, si en un momento determinado Q < Kc, como el sistema tiende por naturaleza al equilibrio, la reacción hacia la derecha se producirá en mayor medida que la que va hacia la izquierda. Al contrario, cuando Q > Kc, la reacción predominante será la inversa, es decir, de derecha a izquierda, hasta alcanzar el equilibrio.

Entonces recuerda que:

Si:
• Q < Kc predomina la reacción hacia la derecha, hasta llegar al equilibrio. • Q = Kc el sistema está en equilibrio • Q > Kc predomina la reacción hacia la izquierda, hasta llegar al equilibrio

REDOX EN RESUMEN

1. Todas las reacciones electroquímicas implican trasferencias de electrones y son por lo tanto reacciones redox.

2. En una celda galvánica, la electricidad se produce por una reacción química espontánea.

La oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo se producen en forma
separada, y los electrones fluyen a través de un circuito externo.

3. Las dos partes de una celda galvánica son las semiceldas, y las reacciones en los electrodos son las reacciones de semicelda. Un puente salino permite el flujo de iones entre las dos partes de la celda.

4. La fuerza electromotriz (fem) de una celda es la diferencia de potencial que existe entre los dos electrodos. En el circuito externo de una celda galvánica los electrones fluyen del ánodo hacia el cátodo. En la disolución, los aniones se mueven hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo.

5. La cantidad de electricidad trasportada por 1 mol de electrones es 1 faraday, que es igual a 96500 coulombios.

6. Los potenciales estándar de reducción muestran la afinidad relativa de las reacciones de semicelda de reducción, y pueden ser utilizados para predecir los productos, dirección y espontaneidad de las reacciones redox entre varias sustancias.

7. La disminución en la energía libre del sistema en una reacción espontánea es igual al trabajo eléctrico hecho por el sistema sobre su entorno,
o ∆Gº =-nEºF

8. La constante de equilibrio para una reacción redox puede encontrarse a partir de la fuerza electromotriz de una celda.

9. La ecuación de Nernst da una relación entre la fem de la celda y la concentración de los reactivos y productos en condiciones distintas a las del estado estándar.

10. Las baterías, que constan de una o más celdas electroquímicas, se usan ampliamente como fuentes de energía autosuficientes. Algunas de las baterías mejor conocidas son las baterías de pilas secas, como la celda de Leclanché, la batería de mercurio, la batería de níquel-cadmio y el acumulador de plomo que se usa en los automóviles.

11. La corrosión de los metales, cuyo ejemplo más común es la oxidación del hierro, es un fenómeno electroquímico.

12. La corriente eléctrica de una fuente externa se usa para provocar una reacción química no espontánea en una celda electrolítica. La cantidad de producto formado o de reactivo consumido depende de la cantidad de electricidad trasferida en el electrodo.
Tomado de http://www.uclm.es/profesorado/afantinolo/Docencia/Inorganica/Tema2/ResumenT2IQ.pdf

¿Qué son las ecuaciones termoquímicas?

En esta oportunidad clases de quimica te trae el concepto de ecauciones termoquímicas:

Las ecuaciones termoquímicas expresan simultáneamente las relaciones de masa y de energía (más comúnmente entalpía). (RECUERDA QUE LA ENTALPIA SE DESIGNA CON LA LETRA H y ES EL CALOR LIBERADO/ABSORBIDO A PRESIÓN CONSTANTE)

Guía para escribir e interpretar ecuaciones termoquímicas.

1.- Una ecuación termoquímica se escribe con las fórmulas de los reactivos y de los productos. Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al número de moles de cada sustancia.

2.- Cuando se escriben ecuaciones termoquímicas se deben especificar los estados físicos de todos los reactivos y productos, porque de ellos dependen los cambios reales de la entalpía (H). Usando la siguiente notación: (s) sólido,(l) líquido y (g) gas. 

La entalpía de la reacción de formación del agua depende del estado físico (gas, líquido, sólido)

3.- La cantidad de calor asociada a la reacción siempre se escribe en el extremo derecho, la reacción será exotérmica sí el DeltaH tiene valor negativo, y endotérmica sí el DeltaH tiene valor positivo.

4.- Cuando se invierte una ecuación, se cambian los papeles de los reactivos y productos. En consecuencia, la magnitud de DeltaH para la ecuación es la misma pero cambia de signo

5.- Si se multiplican ambos lados de la ecuación por el factor n, entonces también cambiará por el mismo factor.

Ley de Hess

En esta oportunidad clases de química te trae el concepto de la Ley de Hess:

La Ley de Hess dice que “La variación de entalpía que tiene lugar cuando los reactivos se transforman en productos es la misma, tanto si la reacción transcurre en una sola etapa como si ocurre en varias etapas”.


Fíjate en la imagen siguiente:
Desde un punto de vista práctico la Ley de Hess permite calcular la entalpía (energía) de una reacción si se conocen reacciones (o caminos) alternativ@s.

Según la ley de Hess La energía total de al reaccion es la misma "si sigue el camino rojo ó el camino azul". Lo que realmente interesa es solamente el estado inicial (reactivos) y el estado final (productos) del sistema.