GUÍA DE REFUERZO PRUEBA DE SÍSTESIS II SEMESTRE

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1 Firma Apoderado GUÍA DE REFUERZO PRUEBA DE SÍSTESIS II SEMESTRE Nombre: Curso:11 th Grade Subsector: Química Fecha: Entrega 19 de noviembre Objetivos: Evaluar los contenidos y habilidades desarrollados a lo largo del segundo semestre 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, H 2 º, Cl 2 º, N 2 º, O 2 º, P 4 º, 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.

2 Ejemplos: Cationes: Na +, Cu 2+, Hg 2+, Cr 3+, Ag +, Fe 2+, Fe 3+ Aniones: F -, Br -, S 2-, N 3-, O 2-, As 3- El 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, (O 2- ) 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: La carga de este ión poliatómico es -1 SO 2-4 La carga de este ión poliatómico es -2 NO 3 - 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 Ca e- REDUCCIÓN 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 -

3 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 + Cl 2 º 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-+Cl 2 º 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 + Cl 2 º 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 Ca e- BALANCEO 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.

4 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: NO > NO SRO: H 2 S 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. NO > NO + 2 H 2 O H 2 S > S 4. Balancear cada ecuación en cuanto al número de átomos de hidrógeno agregando tantos protones como hidrógenos falten. - NO 3 + 4H > NO + 2 H 2 O H 2 S > S + 2H + 5. Igualar las semirreacciones en cuanto a las cargas, utilizando los electrones (e-) NO H + + 3e > NO + 2H 2 O H 2 S > S + 2H + + 2e- 6. Amplificar cada ecuación para que la cantidad de electrones cedidos y ganados sean iguales. NO H e > NO + 2H 2 O /x2 H 2 S > S + 2H + + 2e- /x3

5 2NO H e > 2NO + 4H 2 O 3H 2 S > 3S + 6H + + 6e- 7. Sumar algebraicamente ambas semirreacciones - 2NO 3 + 8H+ + 6e > 2NO + 4H 2 O 3H 2 S > 3S + 6H e- - 2NO 3 + 3H 2 S + 2H > 2NO + 3S + 4 H 2 O 8. Colocar los coeficientes en la ecuación general 2HNO 3 + 3H 2 S > 2NO + 3S + 4H 2 O 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

6 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 H 2 (1atm) E = 0,00 V E = Potencial estándar del electrodo de hidrógeno. POTENCIALES DE REDUCCIÓN Li + + e Li K + + e K Ca e Ca Na + + e Na Mg e Mg Al e Al Zn e Zn -3,04v -2.92v -2,76v -2,71v -2,38v -1,66v -0,76v

7 Cr e Cr -0,74v Fe e Fe -0,41v Pb e Pb -0,13v Fe e Fe -0,04v 2H + +2e H 2 0,00v Cu e Cu 0,34v Cu + + e Cu 0,52v I 2 (s) + 2e 2I - 0,54v Fe 3+ + e Fe 2+ 0,77v Ag+ + e Ag 0,80v NO H + + 3e NO + 2H 2 O 0,96v O 2 + 4H + + 4E 2H 2 O 1,23V Cl 2 + 2e 2Cl - 1,36v Au e 1,50v MnO H + + 5e Mn 2+ 4H 2 O 1,51v H 2 O 2 + 2H + + 2e O 2 + H 2 O 1,77v F 2 + 2e 2F - 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 Espontáneo Eº celda < 0 No espontáneo Eº celda = 0 Equilibrio Ejemplo Cuál de las siguientes reacciones es posible? a) Mg Ag? b) Mg + 2Ag +? a. Observamos desde la tabla: Mg Ag Mg Eº celda = -2,38v 2Ag 2Ag + + 2e Eº celda = -0,80v Mg Ag Mg + 2Ag + Eº celda = -3,18v

8 b. Observamos desde la tabla: Mg Mg e Eº celda = +2,38v 2Ag + + 2e 2Ag Eº celda = v Mg + 2Ag + Mg Ag 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) H 2 SO 3 ; b) HClO 4 ; c) FeCl 3 ; d) NO 2 - ; e) CaO 2. Determina cual de las siguientes reacciones no igualadas son redox: a) NH H 2 O H 3 O + + NH 3 b) Fe + H 3 O + + ClO 4 - Fe 3+ + Cl 2 + H 2 O c) H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O H 2 SO 4 + HI d) FeS + HCl FeCl 2 + H 2 S 3. Iguala por el método del ión electrón las siguientes reacciones a) MnO 2 (s) + Cl - (ac) Mn 2+ (ac) + Cl 2 (g) b) H 2 O 2 (ac) + FeCl 2 (ac) + HCl (ac) H 2 O (l) + FeCl 3 (ac) 4. Cuál de las siguientes reacciones no balanceadas puede ocurrir a) Cl - (ac) + Al 3+ (ac) Cl 2 (g) + Al (s) b) Al (s) + Ag + (ac) Al 3+ (ac) + Ag (s)