Este método se aplica cuando en una reacción química el oxidante o el reductor van formando parte de iones que contienen oxígeno. En la igualación de una reacción por este método se distinguen algunas etapas o pasos sucesivos. Estos pasos se ilustrarán igualando una semirreacción en ambiente ácido y, otra, en ambiente alcalino.
Ejemplo 1:
Balancear la siguiente semirreacción en ambiente ácido:
O
Cr2 -27 Cr+3
1º. Se iguala el número de átomos distinto al oxígeno.
EJERCICIO 1
Página 59.
TAREA 3
3º. Los átomos de hidrógeno se igualan con iones hidrógeno, anotados en el lado opuesto donde se anotaron las moléculas de agua, tantos como sean necesarios. En esta etapa, la semirreacción está químicamente igualada.
H 14 + O Cr -2 + 7 2 2 Cr 3 + + 7 H2O
4º. Para igualar eléctricamente, la semirreacción, se anota al lado del Ion hidrógeno el número de electrones que sean necesarios.
6e + H 14 + O Cr2 -27 + - 2 Cr+3 + 7 H2O Ejemplo 2:
Igualar la semirreacción en ambiente alcalino:
ClO- ClO−
3
1º. Se iguala el número de átomos diferente al oxígeno.
ClO- ClO−
3
2º. Se agregan moléculas de agua en el lado con mayor cantidad de átomos de oxígeno, en cantidad igual a la diferencia.
ClO- ClO−
3 + 2 H2O
3º. Los átomos de hidrógeno y oxígeno se igualan con iones hidroxilos, anotados en el lado opuesto a las moléculas de agua. En esta etapa la semirreacción está químicamente igualada.
- -
OH 4
ClO + ClO−3 + 2 H2O
4º. Para igualar eléctricamente, la semirreacción, se anota al lado de las moléculas de agua el número de electrones que sean necesarios.
- -
OH 4
ClO + ClO−3 + 2 H2O + 4e
Balancea estas ecuaciones con el método de Ion – electrón a) I-+ NO2- I
2+ NO (solución ácida) b) Cl2+ IO3 IO4-+ Cl-(solución básica)
La oxidación – reducción en los seres vivos
En biología molecular, los procesos redox tienen una gran importancia, ya que están involucrados en la cadena de reacciones químicas de la fotosíntesis y de la respiración (a nivel molecular), dos procesos fundamentales para la vida de los organismos superiores.
EJERCICIO 2
TAREA 4
sirve para activar una reacción química: una molécula de pigmento se oxida al perder un electrón que es recogido por otra sustancia, que se reduce. Así la clorofila puede transformar la energía luminosa en energía química..
La oxidación-Reducción en la industria
La oxidación-Reducción es un proceso químico con infinidad de aplicaciones; en la fotografía, las películas (rollos), contienen una sustancia química muy sensible: El Bromuro de plata, el cual reacciona con la luz cuando se dispara la cámara. La reacción es la siguiente:
+1 -1 0 0
AgBr Ag + Br
En esta reacción ocurre una transferencia de electrones en donde el Ión Bromuro (-1) se oxida produciendo un electrón y el Ión plata (+1) los gana, ya que se reduce.
El resultado es en el rollo fotográfico quedando oscuro donde le llegó más luz e incoloro donde no llegó, a este se llama negativo
La reacción metálica: forma parte de obtener metales a partir de minerales. – La mayoría de los metales se encuentran oxidados en forma de minerales
como óxidos, carbonatos, sulfatos, etc.
– Para obtener el metal del mineral donde se encuentra es necesario pasarlo del estado oxidado a su forma metálica, es decir hay que reducirlo.
Veamos el siguiente ejemplo del hierro; para extraerlo se utiliza la hematina, un óxido Férrico (Fe2O3).
En el alto horno las reacciones son:
2C + O2 2CO
+3 -2 + 2-2 0 +4-2 Fe2O3 + CO 2Fe + CO2
Se observa cómo el hierro disminuye su estado de oxidación, es decir, se reduce.
Obtención de un metal en el laboratorio
– Intégrate en equipos de trabajo y efectúa la siguiente actividad experimental. A. Verter en un vaso de 100 ml. aproximadamente 60 ml. de nitrato de
plata, proporcionado por tu profesor.
B. Introduce una lamina de cobre de aproximadamente tres pulgadas de longitud.
C. Deja que transcurran unos minutos y contesta las siguientes preguntas Escribe la ecuación de la reacción.
Anota los números de oxidación a todos los elementos. ¿Qué metal se obtiene en la reacción?
¿Qué tiempo duró la reacción? ¿Qué elemento se oxidó? ¿Qué elemento se reduce?
¿A qué se debe el cambio en la coloración en la solución?
P
PIILLAASS..
Historia de las pilas de Luís Galvani (1737-1793) cuando realizaba experimentos con ancas de ranas observó la existencia de electricidad animal y erróneamente menciono que era movida por tejido muscular.
Posteriormente, Alejandro Volta descubrió que no fue electricidad animal la que causó las contracciones de las ancas de rana, sino la reacción química entre el barandal y el metal de gancho donde colocaban las ancas de rana.
En un experimento Volta colocó dos piezas circulares de plata y zinc, entre ellas un trozo de tela humana con una disolución salina (electrolito), al tocar las dos mitades con alambre se produce la corriente eléctrica y es así como se inicia la pila eléctrica de volta.
Mas tarde en 1836, Juan Federico Daniell, Químico inglés, logró constituir una pila humana, usada en la telegrafía, y en 1867, el francés G. Leclanche inventó la pila seca. Utilizado hasta la fecha. En la actualidad, existe una gran variedad de pilas y baterías con diferentes usos
A continuación conoceremos la estructura de la pila de Daniell y su funcionamiento
2.2.
Cuando una bobina de alambre de cobre se introduce en una solución de nitrato de plata, los iconos de plata son reducidos por el metal cobre y se depositan como plata metálica, formando cristales.
La solución de nitrato de plata no tiene color, los átomos de cobre que se dicen que se han oxidado al ion cobre (II), le dan color celeste a la solución.
EJERCICIO 3
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¿Qué se produce en la pila?
¿De dónde se genera y hacia dónde se va la corriente de electrones? ¿Qué electrodos se usan?
¿Cuál es el cátodo? ¿Cuál es el ánodo?
¿Por qué ambos metales no pueden ser usados como ánodo? Serie de actividad de los metales:
Para conocer qué metales pueden usarse como ánodo y cátodo es importante conocer la facilidad para oxidarse
Facilidad de oxidación
¡Ahora! A construir una pila en el laboratorio Procedimiento:
1. En dos vasos de precipitado, coloca en cada uno soluciones de sulfato de magnesio y sulfato de cobre II
2. Llena un pequeño tubo con una solución salina (NaCl), tapa los extremos con algodón e introdúcelos en ambas soluciones
3. Introduce una tira de magnesio en la solución de MgSO4 y una lámina de cobre en la solución de CuSO4
4. Conecta ambos electrodos con alambre que tengan pinzas de caimán y sujeta los metales, únelas a un voltímetro
5. Experimenta conectando los cables a un pequeño reloj que utiliza una pila de 1.5 Volts
Contesta las siguientes preguntas y elabora un reporte según te lo indique tu profesor.
¿En qué electrodo se da la oxidación? ¿En qué electrodo ocurre la reducción?
¿Desde qué metal y hacia donde circula la electricidad? Escribe la reacción que ocurre en el magnesio
Escribe la reacción que ocurre en el cobre ¿Qué voltaje produce el experimento? Pilas secas o pila de leclanche:
Las pilas secas son dispositivos utilizados para generar electricidad por un proceso REDOX, mediante las sustancias químicas colocadas en su interior. Las pilas secas tienen una mezcla de sustancias alrededor de un electrodo de carbono, cuando las sustancias se agotan, la pila ya no es útil. Es importante no arrojarlas a la basura para no contaminar el medio ambiente. Las más contaminantes son las de Mercurio.
Las reacciones que ocurren en una pila seca son:
2MnO2+2NH4+1+ (+2e) Mn2O3+ 2NH3+ H2O Cátodo (Oxidación).
Zn0 Zn+2+2e- Ánodo (reducción)
Los elementos que conforman a una pila seca común son: una pasta húmeda de MnO2, NH4Cl y ZnCl2lo envuelven en un recipiente de zinc que es el ánodo. El cátodo es un cilindro de carbón, el cual no interviene directamente en la reacción, sirve como superficie para que la reacción de reducciones se efectúe. Las baterías alcalinas contienen KOH en lugar de NH4Cl y esta sustancia proporciona voltaje en más tiempo.
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Es una pila recargable compuesta por seis o más celdas que están conectadas en serie, cada una produce 2 Volts de potencial por lo cual da un voltaje total de 12v.
El cátodo (-) es de PbO2Inmerso en malla metálica y el ánodo es de plomo (+), la solución electrolítica el H2SO4al 38% en masa.
Las semireacciones son las siguientes:
PbO2 + 4H(ac)+ SO4-2(ac)+6 2e- PbSO2 + 2H20(l) Cátodo (reducción)
Pb(s)+ SO4-2(ac)-2e- PbSO4(S) Ánodo (Oxidación)
El acumulador se descarga al encender el motor, es el momento en que funciona como una pila, y este se recarga cuando el motor está encendido, ahí es cuando funciona como celda electrolítica.
Recarga del acumulador. +2