Taller igualacion ferreira

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Dra Sandra Ferreira
Taller de igualacion de 
reacciones de Oxido-
Reducción 
Son reacciones químicas en 
las cuales las sustancias 
que intervienen 
experimentan cambios en 
sus números 
de oxidación
Reacciones de Oxido-
Reducción 
•Oxidación: Pérdida de electrones.
Aumenta el número de oxidación.
• Reducción: Ganancia de electrones.
Disminuye el número de oxidación.
Son procesos simultáneos. 
Se mantiene el principio de 
electroneutralidad.
Reacciones Redox
•Oxidante:
Causa oxidación de otra sustancia
Es la sustancia que se reduce. 
•Reductor:
Es la sustancia que se oxida.
Causa reducción de otra sustancia
Oxidante y Reductor
2 (Fe3+ + 1e
-
Fe2+) 
Zno Zn2+ + 2e
-
2Fe3++ Zn°+ 2e- Zn2++2e-+ 2Fe2+
2 Fe3+ + Zno 2 Fe2++ Zn2+
Oxidante Reductor
Reacciones Redox
1-SOLO USAREMOS PARA REACCIONES REDOX EN VIA SECA.
(calor/ agua vapor/ ausencia de agua )
2- ATOMIZAR TODO (salvo en el caso moléculas diatómicas
homucleares H2 N2 O2 F2 Cl2 Br2 I2 )
3- Plantear la oxidación y la reducción para átomos que cambian
su número de oxidación.
4- Efectuar el balance estequiométrico y eléctrico.
5- Igualar el número de electrones perdidos en la oxidación con
los ganados en la reducción, multiplicando ambas
semirreacciones en forma invertida.
6- Sumar miembro a miembro y simplificar los electrones.
7- Igualar la ecuación molecular empleando de ser necesario un
ligero tanteo. Verificar que los coeficientes sean aquellos que
contengan números enteros y que sean los menores posibles.
Método del número de oxidación
(+1)(+5)(-2) (+1) (+3) (-2) (0) 
KNO3 (s) → KNO2 (s) + O2 (g)
Oxidación (2 O2- → O2 + 4e-) x 2
Reducción (2e- + N+5 → N+3) x 4 2
2 O(-2) + 4 e- + 2 N(+5) → O2
(0) + 4 e- + 2 N(+3)
2 KNO3 (s) → 2 KNO2 (s) + O2 (g)
calor 
Método del número de oxidación
1- Usaremos este método cuando la rección redox 
se produzca en via humeda
2- Ionizar aquellas sustancias que sean electrolitos: 
ácidos, bases o sales. 
3- No se ionizan el agua, el peróxido de hidrógeno, 
los gases, las sustancias poco solubles, los óxidos, ni 
los electrolitos débiles. 
4-Verificar las especies donde haya átomos que
cambiaron su número de oxidación.
5- Plantear las semirreacciones de oxidación y de
reducción.
Método del ion-electrón
Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O
MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2
Cl2 + H2O → HClO + HCl + H2O
Método del ion-electrón medio ácido
El medio ácido lo puede dar un reactivo o un 
producto de la reacción
5)Efectuar el balance estequiométrico.Primero 
igualar los átomos diferentes del oxígeno.
a) Por cada oxígeno que sobra, se agrega el mismo 
número de moléculas de agua del lado contrario 
de la hemirreacción. 
b) Luego se igualan los hidrógenos colocando por 
cada hidrógeno que sobra del lado contrario 
tantos cationes hidrógeno (H+) como hidrógenos 
sobran.
Método del ion-electrón medio ácido
MnO2 (s)+ HCl (ac)→MnCl2(ac)+ Cl2(g)+ H2O(l)
4 H+ + 2 e-+ MnO2 → Mn
2+ + 2 H2O
2 Cl - → Cl2 + 2 e
-
2Cl-+4H++2e-+MnO2→Mn
2++2H2O+Cl2+2 e
-
MnO2 +4 HCl → MnCl2+ Cl2 + 2 H2O
Método del ion-electrón medio ácido
Note que las especies en rojo no se ionizan
(+1)(+6)(-2) (+1)(+6)(-2) (+1)(-1) (+3) (+6)(-2) (0) (+1)(+6)(-2)
K2Cr2O7 + H2SO4 + KI → Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4
Ecuación ionizada:
2K++Cr2O7
2- + 2H++ SO4
2-+ K++ I-→ 2Cr3++ 3SO4
2-+ I2+ 2K
++SO4
2-
Trasladamos los coeficientes a la ecuación global:
K2Cr2O7 + 7 H2SO4 + 6 KI → Cr2(SO4)3 + 3 I2 + 4 K2SO4 + 7 H2O
Oxidación (2 I-→ I2 + 2e-) x3
Reducción (6e- + 14 H+ + Cr2O7
2-→ 2 Cr3+ + 7 H2O) x1
6 I-+ 6e-+ 14 H++ Cr2O7
2- → 3 I2+ 6e-+ 2 Cr
3++ 7 H2O
Método del ion-electrón medio ácido
Note que debe igualar por tanteo el sulfato de 
potasio ya que no interviene en la redox
1- Ionizar aquellas sustancias que sean electrolitos: 
bases o sales. 
2- No se ionizan el agua, el peróxido de hidrógeno, 
los gases, las sustancias poco solubles, los óxidos, ni 
los electrolitos débiles. 
3-Verificar las especies donde haya átomos que
cambiaron su número de oxidación.
4- Plantear las semirreacciones de oxidación y de
reducción.
Método del ion-electrón medio básico
5-Efectuar el balance estequiométrico.Primero 
igualar los átomos diferentes del oxígeno.
a) Por cada oxígeno que sobra se coloca del mismo
lado igual número de moléculas de agua y del
otro lado el doble de iones oxhidrilo (OH-)
b) Por cada hidrógeno que sobra se coloca del
mismo lado igual número de oxhidrilos y del otro
lado igual número de moléculas de agua.
Método del ion-electrón medio básico
Cl2 (g) + NaOH (ac) → NaClO (ac) +NaCl (ac) + H2O (l) 
H2O2(ac)+NaOH (ac)+CrCl3(ac) →Na2CrO4 (ac)+NaCl (ac) 
Na + H2O → NaOH + H2
Método del ion-electrón medio básico
El medio básico lo puede dar un reactivo o un 
producto de la reacción
6-- Efectuar el balance eléctrico.
7- Multiplicar las semirreacciones con los
coeficientes que surgen de los electrones
intercambiados para que los electrones perdidos
en la oxidación sea igual a los electrones ganados
en la reducción. (Recordar que los coeficientes
sean los más bajos posibles).
8- Igualar la ecuación molecular de ser necesario por
tanteo para aquellos átomos cuyo número de
oxidación no cambio.
Método del ion-electrón medio básico
H2O + Na(s) → NaOH(ac)+ H2(g)
( Na → Na+ + 1 e-) x 2
2 H2O + 2 e
- → H2 + 2 OH
-
2 Na +2e-+2 H2O →2 Na
++ 2 OH- +H2+2 e
-
2 H2O + 2 Na→ 2 NaOH(ac)+ H2(g)
Método del ion-electrón medio básico
Note que las especies en rojo no se ionizan
(+2)(-1) (+1)(-2)(+1) (+1)(+5)(-2) (+3) (-2) (+1)(-1) (+1)(-2)
CoCl2 + KOH + KCIO3 → Co2O3 + KCI + H2O
Ecuación ionizada:
Co2++ 2Cl- + K++ OH-+ K+ + ClO3
-→ Co2O3+ K
+ + Cl- + H2O
Oxidación (6 OH- + 2 Co2+ → Co2O3 + 3 H2O + 2e-) x 3
Reducción (6e- + 3 H2O + ClO3
-→ Cl- + 6 OH-) x1
18OH-+ 6Co2++ 6e+ 3H2O+ ClO3
-→3Co2O3 + 9H2O+ 6e+ Cl
-+ 6OH-
notar que simplifico quedan 12 OH - y 6 H2O
Trasladamos los coeficientes a la ecuación global:
6 CoCl2+ 12 KOH + KCIO3→ 3 Co2O3+ 13 KCI + 6 H2O
Método del ion-electrón medio básico
Note que debe igualar por tanteo el cloruro de potasio ya el catión 
potasio no interviene en la redox