24/5/11

Balanceo Ecuaciones Redox

PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN

1.- 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;
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-

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 (EN EL LADO DE LA ECUACION QUE FALTA OXIGENO) para balancear los oxígenos

5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+(iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.

I2 + 6H2O-------> 2IO3- + 12H+

NO3- + 4H+ ----------> NO + 2H2O


6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el lado 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-)

10 x (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.

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

Que es la reducción?

REDUCCIÓN

La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultaneameante disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con
número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:

1e- + Cl (0) --> Cl (1-)

En resumen:
Reducción = Ganancia de electrones = Disminución del número de oxidación


Para más facilidad se puede construir una escala numérica del número de

Que es la oxidación?

OXIDACIÓN

La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el Sodio metálico (con número de oxidación cero), se puede convertir en el ion sodio (con carga de 1+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente:


Na(0) --->; Na (1+) + 1e-

En resumen:

Oxidación = Pérdida de electrones = Aumento del número de oxidación

20/5/11

Efecto de las concentraciones equilibrio

En el sistema en equilibrio CO (g) + Cl2 (g) →←COCl2 (g), las concentraciones
son [CO] = 2 mol/L, [Cl2] = 2 mol/L, [COCl2] = 20 mol/L. Calcula la
concentración de todos los componentes cuando:

a) Se añade 1 mol/L de cloro.

b) Se duplica el volumen respecto del caso inicial.

c) Se duplica la presión respecto del caso inicial.

SOLUCION

a) Kc = [COCl2]/[Cl2].[CO] = 20/2.2= 5



Si añadimos 1 mol/L de Cl2 al equilibrio, el sistema se desplaza según Le Chatelier de la siguiente forma:

CO (g) + Cl2 (g) →←COCl2 (g)

2– x             2 – x             20 + x

Entonces:

Kc = [COCl2]/[Cl2].[CO]

Kc = 20 + x/(2-x).(2-x) x = 0,42 por lo que en el nuevo equilibrio las concentraciones seran:

[CO] = 2 - 0,42 = 1,58 mol/L

[Cl2] = 3 - 0,42 = 2,58 mol/L

[COCl2] = 20 + 0,42 = 20,42 mol/L


b) Al duplicar el volumen del sistema, las concentraciones se hacen la mitad [CO] = 1 mol/L, [Cl2] = 1 mol/L, [COCl2] = 10 mol/L, y el equilibrio se desplaza hacia donde hay mayor número de moles, en nuestro caso hacia la izquierda según la reacción estequiométrica:

CO (g) + Cl2 (g) →←COCl2 (g)

1 + x         1 + x              10 - x

Sustituyendo en la formula de la constante de equilibrio despejamos x que es igual a

 x = 0,39, por lo que: [CO] = 1 + 0,39 = 1,39 mol/L


[Cl2] = 1 + 0,39 = 1,39 mol/L

[COCl2] = 10 - 0,39 = 9,61 mol/L

c) Duplicar la presión es lo mismo que reducir el volumen a la mitad, por lo que las concentraciones se hacen el doble [CO] = 4 mol/L, [Cl2] = 4 mol/L, [COCl2] = 40 mol/L, y el equilibrio se desplaza hacia donde hay menor número de moles, en nuestro caso hacia la derecha según la reacción estequiométrica:

CO (g) + Cl2 (g) →←COCl2 (g)
4-x          4-x                40 + x

 x = 1,13, por lo que:


[CO] = [Cl2] = 4 - 1,13 = 2,87 mol/L

[COCl2] = 40 + 1,13 = 41,13 mol/L



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