1. Cuál(es) de los siguientes ejemplos corresponde(n) a una reacción redox? 2 MX 2 M + X 2

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1 Nº GUÍA PRÁCTICA Óxido reducción I: reacciones redox Ejercicios PSU 1. Cuál(es) de los siguientes ejemplos corresponde(n) a una reacción redox? I) xidación de metales II) Respiración celular III) Procesos de combustión A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) Solo I y II E) I, II y III 2. Para la siguiente reacción redox: Programa Electivo Ciencias Básicas Química 2 MX 2 M + X 2 GUICEL007QM11A16V1 donde M representa un metal alcalino y X un halógeno (X 2 = Cl 2, Br 2, I 2 ), cuál(es) de las siguientes afirmaciones es (son) correcta(s)? I) El ion no metálico (X ) se oxida. II) El ion metálico (M + ) se reduce. III) El metal (M) se oxida. A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) Solo I y II E) I, II y III 1

2 Ciencias Básicas Electivo Química 3. El estado de oxidación del cloro (Cl) en el compuesto clorato de magnesio (Mg(Cl 3 ) 2 ) es A) 5 B) 1 C) +1 D) +3 E) En cuál de las siguientes ecuaciones se verifica una semirreacción de oxidación? A) Zn + 2 H Zn + H ē B) Ni H ē Ni(H) H C) Hg + H ē Hg + 2 H D) Cu ē Cu E) N ē + 4 H + N + 2 H 2 5. El número de oxidación del cromo (Cr) en el anión dicromato (Cr ) es A) +2 B) +3 C) +4 D) +5 E) Una semirreacción de reducción se caracteriza porque la especie en juego disminuye su estado de oxidación. Considerando lo anterior, cual(es) de las siguientes afirmaciones es (son) correcta(s) con respecto a la semirreacción de reducción? I) Los electrones aparecen a la derecha de la ecuación química. II) Los electrones aparecen a la izquierda de la ecuación química. III) Se captan electrones. A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) Solo I y III E) Solo II y III 2

3 GUIA PRÁCTICA 7. Cuál(es) de las siguientes semirreacciones corresponde(n) a una oxidación? I) Cl Cl + ē II) Mg Mg ē III) K + + ē K A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) Solo I y II E) Solo II y III 8. En la siguiente reacción: Cu + Fe 3+ Cu 2+ + Fe el cambio producido en las especies participantes indica que el A) Cu es un agente reductor. B) Fe 3+ es un agente reductor. C) número de electrones transferidos es 4. D) Fe 3+ se oxidó. E) Cu es un agente oxidante. 9. Cuál(es) de las siguientes afirmaciones da(n) cuenta de que una determinada ecuación química es una reacción redox? I) Las especies experimentan cambios en sus estados de oxidación. II) Sus coeficientes guardan una razón numérica sencilla entre sí. III) Existe un agente oxidante y un agente reductor. A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) Solo I y III E) I, II y III 3

4 Ciencias Básicas Electivo Química 10. En la reacción química que ocurre al agregar virutas de hierro (Fe) a una disolución de sulfato de cobre (CuS ), se produce cobre metálico (Cu), según la siguiente reacción: dicha reacción se debe a la capacidad I) oxidante del ion cúprico (Cu 2+ ). II) del hierro (Fe) para captar electrones. III) reductora del hierro (Fe). Es (son) correcta(s) A) solo I. B) solo II. C) solo III. D) solo I y II. E) solo I y III. Fe + CuS Cu + FeS 11. Al balancear la ecuación: Mn + Br Mn 2 + Br 3 el número de electrones transferidos será igual a A) 2ē B) 3ē C) 4ē D) 6ē E) 8ē 12. La siguiente reacción: Br 2 Br + Br 3 balanceada en medio básico, presentará I) 6H + en los productos. II) 6H en los reactantes. III) 3H 2 en los reactantes. Es (son) correcta(s) A) solo I. B) solo II. C) solo III. D) solo I y II. E) I, II y III. 4

5 GUIA PRÁCTICA 13. En la reacción: Pb + 2 H 2 S + Pb 2 2 PbS + 2 H 2 podemos considerar como agente(s) oxidante(s) al I) Pb II) H 2 S III) Pb 2 A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) Solo I y II E) Solo II y III 14. Al balancear la siguiente reacción en ambiente ácido: obtenemos como semirreacción de oxidación Cl 2 + S 2 3 Cl + S A) S H 2 S + 2 H ē B) Cl 2 + ē Cl C) S H 2 2 S + 10 H ē D) Cl ē 2 Cl E) 2 S H 2 4 S + 16 H ē 15. En la siguiente reacción: podemos identificar como agente oxidante al 3 + Br 2 + Br A) 2 B) 3 C) Br D) H 2 E) H 5

6 Ciencias Básicas Electivo Química Tabla de corrección Ítem Alternativa Habilidad 1 Comprensión 2 ASE 3 Aplicación 4 Comprensión 5 Aplicación 6 Comprensión 7 Comprensión 8 ASE 9 Comprensión 10 ASE 11 Aplicación 12 Aplicación 13 ASE 14 Aplicación 15 ASE 6

7 GUIA PRÁCTICA Resumen de contenidos Reacciones redox Hablar de reacciones redox implica estudiar el comportamiento de los átomos más allá de su combinación para dar lugar a nuevas especies químicas. Significa, también, dejar atrás la concepción del átomo como una entidad indivisible y aceptar la existencia de partículas subatómicas. La partícula crucial estudiada en estas reacciones es el electrón, el cual se intercambia en las reacciones redox. Semirreacciones de reducción y oxidación La reacción redox es una reacción que se desdobla para su estudio en semirreacciones de reducción y oxidación. Cada vez que sucede una oxidación, también ocurre una reducción. Esto, porque en una reacción redox la oxidación y reducción son simultáneas. Los electrones liberados en la oxidación son recibidos por una especie que se reduce. Una especie con un gran potencial de reducción tenderá a captar electrones de una sustancia que se oxida. No hay oxidación sin reducción y viceversa. En una semirreacción de reducción una especie recibirá electrones de otra y verá disminuido su estado de oxidación. En una semirreacción de oxidación una especie cederá electrones a la otra y aumentará su estado de oxidación. A continuación se muestra una reacción redox con sus semirreacciones correspondientes. En ella se observa que los electrones son iguales en cantidad en los productos y reactivos, quedando la carga neta de la reacción igualada, dando cuenta de la simultaneidad del proceso. Estos se cancelan al realizar la suma de la reacción final. Reacción global redox Zn 2+ + Cu 0 Cu 2+ + Zn 0 Semirreacción oxidación Cu 0 Cu e Semirreacción reducción 2e + Zn 2+ Zn 0 En la reacción descrita, el Zn 2+ se reduce captando electrones del Cu 0, oxidándolo. Se dice, entonces, que el catión Zn 2+ es un agente oxidante. Un oxidante es aquella especie que se reduce. Así también el Cu 0 liberará sus electrones al Zn 2+, el que los captará, reduciéndose. Por lo tanto, el Cu 0 es un agente reductor, siendo el agente reductor aquella especie que se oxida. 7

8 Ciencias Básicas Electivo Química Reacción de oxidaciónreducción o reacción redox Agente reductor Cede e Aumenta su estado de oxidación Provoca la reducción del oxidante Se oxida (experimenta una oxidación) Agente oxidante Capta e Disminuye su estado de oxidación Provoca la oxidación del reductor Se reduce (experimenta una reducción) Estado de oxidación (ED) La captación de electrones (reducción) o su liberación (oxidación) generarán, desbalances eléctricos en las especies participantes, alterando su estado de oxidación (ED). Este corresponde a un valor negativo, positivo o cero, asociado a su carga. Se han descrito algunos principios para la determinación del ED de los átomos en diversas reacciones redox, los cuales son: El ED de los elementos en estado libre es 0 ( Ej. H 2, Cu). El ED del hidrógeno es +1 (Ej. H 2, H 2 S ), salvo en hidruros metálicos, donde es 1 (Ej. CaH 2 ). El ED del oxígeno es 2 (Ej. C 2, Mg), salvo en peróxidos, donde es 1 (Ej. H 2 2, Na 2 2 ). El ED de los metales alcalinos (grupo IA) es +1 (Ej. Na +, KH), el de los alcalinotérreos (IIA) es +2 (Ej. Zn 2+, Ca) y el de los térreos (IIIA) es +3 (Ej. Al 3+, BH 3 ). El único ED negativo en los halógenos (VIIA) es 1 (Ej. Cl, HBr). Cuando los elementos están combinados, pueden operarse matemáticamente para obtener los estados de oxidación de los elementos que conforman la molécula, considerando su carga neta. Por ejemplo, para el manganeso en Mn 2, que es una molécula neutra (cuya carga neta es 0): ED Mn + 2 (2) = 0 ED Mn + (4) = 0 ED Mn = +4 El ED del manganeso en Mn 2 es +4. 8

9 GUIA PRÁCTICA Para el cromo en Cr 2 7, que es el anión dicromato (de carga neta 2): 2 (ED Cr )+ 7 (2) = 2 2 (ED Cr )+ (14) = 2 2 (ED Cr )= (2) + (+14) ED Cr = +12 / 2 ED Cr = +6 El ED del cromo en el anión dicromato es +6. Calcular los ED es importante para realizar el equilibrio de las semirreacciones, puesto que en ellas es de utilidad identificar qué especies aumentarán su ED (oxidación) y cuáles lo disminuirán (reducción). Balance de reacciones redox Cuando las reacciones redox suceden en medio acuoso, pueden reaccionar con los iones H + y H del agua. Las reacciones químicas, dependiendo de si suceden en medio ácido (en presencia de iones H + ) o en medio básico (con iones H ), se representarán y equilibrarán tomando en cuenta las sustancias presentes. Balance de una reacción en medio ácido Para la siguiente reacción en medio ácido sin balancear Mn + Mn 2+ + C 2 1. Se identifican las semirreacciones de oxidación y reducción. C 2 Mn Mn Se igualan todas las especies distintas de hidrógeno y oxígeno. Se agregará un 2 en el C 2 para igualar los carbonos. 3. La diferencia de oxígenos se balancea con moléculas de H 2. Se añaden 4 en la reducción. 4. La diferencia de hidrógenos se balancea con iones H +. En este caso se agregará 8H + en la reducción. 5. La diferencia de carga se balancea con electrones. Como los electrones están en distinta cantidad, se amplificará cada reacción para alcanzar el mínimo común múltiplo de 2 y 5, que corresponde a 10 electrones. Se amplificará por 5 en la oxidación y por 2 en la reducción. 6. Se efectúa la suma de las dos semirreacciones. La reacción redox global balanceada queda: Mn Mn 2+ Mn Mn H 2 8H + + Mn Mn H 2 + 2e /x5 5e + 8H + + Mn Mn H 2 /x2 5 10C e 10e + 16H + + 2Mn 2Mn H 2 Redox H + + 2Mn 10C 2 + 2Mn H 2 Este procedimiento es factible para un amplio grupo de reacciones en medio ácido. 9

10 Ciencias Básicas Electivo Química Balance de una reacción en medio básico Se aplicará la misma reacción para hacer notar las diferencias. 1. Se identifican las semirreacciones de oxidación y reducción. 2. Se igualan todas las especies distintas de hidrógeno y oxígeno. Se agregará un 2 en el C 2 para igualar los carbonos. 3. Se agregan tantas moléculas de agua como oxígenos hay de más, en el lado de la semirreacción con exceso de oxígeno. En este caso se añaden 4 moléculas de agua en la reducción. 4. La diferencia de hidrógenos y oxigenos se balancea con iones H. En este caso se agregan 8 iones H en la reducción. 5. La diferencia de carga se balancea con electrones. Como los electrones están en distinta cantidad, se amplificará cada reacción para alcanzar el mínimo común múltiplo de 2 y 5, que corresponde a 10 electrones. Se amplificará por 5 en la oxidación y por 2 en la reducción. 6. Se efectúa la suma de las dos reacciones, por lo cual la reacción redox global balanceada queda: C 2 Mn Mn 2+ Mn Mn 2+ 4H 2 + Mn Mn 2+ 4H 2 + Mn Mn H + 2e /x5 5e + 4H 2 + Mn Mn H /x2 5 10C e 10e + 8H 2 + 2Mn 2Mn H Redox 5 + 8H 2 + 2Mn 10C 2 + 2Mn H Este procedimiento es factible para un amplio grupo de reacciones en medio básico. La diferencia principal entre balancear en medio básico y en medio ácido tiene relación con los iones H y los H +. Para ambos métodos, los pasos 1, 2, 5 y 6 son los mismos. 10

11 GUIA PRÁCTICA Mis apuntes 11

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