Ajuste de reacciones

1 Métodos de ajuste de reacciones
I ) Número de oxidación o de valencia
1 .- Se observa en la ecuación, cual es el oxidante, cual es el reductor, y cuales
son los átomos que en ellos experimentan variación en el nº de valencia.
2.- Se calcula el nº de valencia o de oxidación de éstos átomos por molécula de
compuesto, tanto en su forma oxidada como en la forma reducida. El átomo
oxidante disminuye su valencia, pues se reduce, gana electrones; y el átomo del
reductor aumenta su valencia, puesto que se oxida, los pierde.
3.- Se introducen en la ecuación indicada los coeficientes mínimos necesarios
del oxidante y del reductor para que las variaciones totales de los respectivos
números de valencia sean iguales ( el nº de electrones ganados y perdidos ha de
ser el mismo).
4.- Si el oxidante o reductor no actua en su totalidad como tal, sino también en
reacción de doble descomposición, hay que ajustarlo además con el nº de
moléculas que intervengan en el proceso simultáneo de doble descomposición.
Ejemplos :
1)
ZnS + O2 ⇒ ZnO + SO2
S2- - 6e⇒ S4+ ( x2 )
O20 + 4e- ⇒ 2O2(x 3)
⇒⇒ 2S2- - 12 e- ⇒ 2 S4⇒⇒ 3O20 + 12 e- ⇒ 6 O2-------------------------2S + 3O20 ⇒ 2S4- + 6O22-
2 ZnS
[email protected]
+
3 O2 ⇒ 2 ZnO +
2 SO2
2)
MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O
Mn+4 + 2e- → Mn+2
2Cl- - 2e- → Cl20
---------------------------------Mn+4 + 2 Cl- → Mn+2 + Cl2
MnO2 + 4 ClH
→ MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
3)
0
+1 +5 -6
+2 +10 -12
+2 –2
Cu + HNO3 + → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Cu0 - 2e- → Cu+2
N+5 + 3e- → N+2
3Cu + 2HNO3
+6
⇓
3 Cu0 - 6 e- → 3 Cu+2
2 N+2 + 6e- → 2 N+2
----------------------------------------3Cu0 + 2N+5 → 3Cu+2 + 2N+2
→ 3 Cu(NO3) + 2 NO + H2O
⇓ +4
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3) + 2 NO + 4 H2O
4)
+3
+2
Cl3Fe + Cl2Sn
Fe+3 + 1e- → Fe+2
Sn+2 - 2e- → Sn+4
2 Cl3Fe + Cl2Sn
[email protected]
+2
+4
Cl2Fe + Cl4Sn
2 Fe+3 + 2 e- → 2 Fe+2
Sn+2 - 2e- → Sn+4
-------------------------------2 Fe+3 + Sn+2 → 2 Fe+2 + Sn+4
2 Cl2Fe + Cl4Sn
5)
Cr(OH)3 + NaClO + Na2CO3 → Na2CrO4 + NaCl + H2O + CO2
Cr+3 – 3e- → Cr+6
Cl-1 + 2e- → Cl-
2Cr+3 – 6e- → 2Cr+6
3Cl-1 + 6e- → 3Cl---------------------------------3Cr+3 + 3Cl- → 2Cr+6 + 3Cl-
2Cr(OH)3 + 3NaClO + Na2CO3 → 2Na2CrO4 + 3NaCl + H2O + CO2
⇓ +2
⇓ +3 ⇓ +2
2Cr(OH)3 + 3NaClO + 2 Na2CO3 → 2Na2CrO4 + 3NaCl + 3H2O + 2CO2
6)
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + S + H2O
Cr+6 + 3e- → Cr+3
S-2 - 2e- → S0
2Cr+6 + 6e- → 2Cr+3
3S-2 - 6e- → 3S0
-----------------------------2Cr+6 + 3S-2 → 2Cr+3 + 3S0
K2Cr2O7 + 3H2S + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3S + H2O
⇓ +4
⇓ +7
K2Cr2O7 + 3 H2S + 4 H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3 S + 7 H2O
[email protected]
7)
CrI3
+
Cl2 +
→
NaOH
Cr+3 - 3e- → Cr+6
3 ( I- - 8e- → I+7 )
Cl20 + 2e- → 2Cl-
(x2)
(x2)
(x27)
Na2CrO4 + NaIO4 + NaCl + H2O
2Cr+3 – 6e- → 2Cr+6
6 I-1 - 8e- → 6 I+7
27Cl2 + 54e- → 54 Cl-
------------------------------------------------2Cr+3 + 6I-1 + 27Cl20 → 2Cr+6 + 6I+7 + 54Cl2 CrI3
+ 27 Cl2 +
NaOH
⇓
2CrI3
+ 27Cl2 + 64NaOH
→ 2 Na2CrO4 + 6 NaIO4 + 54 NaCl + H2O
⇓
→ 2Na2CrO4 + 6NaIO4 + 54NaCl + 32H2O
8)
+1
+6
-2
+3
CH3CH2OH + K2Cr2O7 + H2SO4 → CH3CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4
C+1 - 1e- → C+2
3C+1 -3 e- → 3 C+2
Cr+6 + 3e- → Cr+3
Cr+6 +3e- → Cr+3
----------------------------------3C +1 + Cr+6 → 3C+2 + Cr+3
3CH3CH2OH + K2Cr2O7 + H2SO4 → 3CH3CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
⇓
⇓
3CH3CH2OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3CH3CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
[email protected]
II) Ión - Electrón
a) En medio ácido:
1.- Se detecta al oxidante y al reductor, son los que han cambiado de su
estado de oxidación
2.- Se escriben las ecuaciones electrónicas de los iones afectados por el
redox, ajustando primero los Oxígenos en un miembro, con aguas en el otro
miembro; los Hidrógenos con protones ( H+ ), y las cargas con electrones.
(Se añadirán electrones en el primer miembro de la semireacción del
oxidante y en el segundo de la semireacción del agente reductor).
3.- Se procede a la resolución del sistema de ecuaciones por el método de
reducción, multiplicando las dos ecuaciones por los mismos coeficientes
para igualar el número de electrones.
4.- Se suman las dos semireacciones, deberán desaparecer los electrones y
los demás términos semejantes, H+ y H2O.
5.- Las moléculas que no experimentan variación en su estado de oxidación
necesitarán un ajuste posterior.
6.- Comprobación final, haciendo recuento del número de átomos de cada
elemento para comprobar que están igualados en ambos lados de la ecuación.
b) En medio Básico:
I)
1.- Igual que en medio ácido
2.- Se ajustan los Oxígenos con H2O, y étas, con doble número de OH3.- Igual que en medio ácido
4.- Igual que en medio ácido. Si sobran H+ se añaden OH- a ambos lados
hasta anularlos, los cuales al convertirse en H2O se reducirán con las aguas
existentes.
5.- Igual que en medio ácido.
II) Otra forma en medio básico:
Se hace el ajuste igual que en medio ácido. Los H+ generados se anulan
añadiendo la misma cantidad de OH- en ambos lados de la ecuación para
formar H2O las cuales se simplificarán con las existentes.
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Ejemplos:
1)
+6
-1
+3
0
K2Cr2O7 + KI + H2SO4 ⇔ Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O
Cr2O7-2 → 2 Cr+3
2II2
→
Cr2O7-2 + 14H+ +6e- → 2 Cr+3 + 7 H2O
( 2I- - 2e- → I2 ) x3
------------------------------------------------------------K2Cr2O7 + 6 KI + 7 H2SO4 ⇔ Cr2(SO4)3 + 3 I2 + 4 K2SO4 + 7 H2O
2)
KMnO4 + NaCl + H2SO4 ⇔ Na2SO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O
MnO4- + Cl- + H+ → Mn+2 + Cl2 + H2O
+7
Oxidante:
MnO4-1
Reductor:
Cl
→
Mn+2 ( gana elec.)
0
-
→ Cl2
( pierde elec. )
MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn+2 + 4H2O ( x 2 )
2Cl→ Cl2 + 2e(x 5 )
2MnO4- + 16H+ + 10e- → 2Mn+2 + 8H2O
10Cl→ 5 Cl2 + 10e-------------------------------------------------------------2MnO4- + 10 Cl- + 16 H+ → 2 Mn+2 + 5 Cl2 + 8 H2O
2KMnO4 + 10NaCl + 8H2SO4 ⇔ 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 5Cl2 + 8H2O + 5K2SO4
[email protected]