Balanceo de ecuaciones por oxido - reducción
INTRODUCCION
En esta entrada encontraremos algunos temas que fueron explicados en clase, el motivo de esta información es para fomentar la mejora de aprendizaje en los temas establecidos.
Marco Teórico
¿Que es oxido - reducción?
Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones:
• la sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este proceso se llama Reducción.
• la sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación.Este proceso se llama Oxidación.
Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de electrones.
Número de oxidación
Corresponde a la carga del elemento químico; es decir, corresponde a un valor arbitrario que se le ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.
Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas:
Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero.
Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe
Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l, excepto en el caso de los hidruros que es –1.
+1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido).
Ejemplos: HCl; ácido clorhídrico
número de oxidación del hidrógeno: +1
número de oxidación del cloro: –1
HI; ácido yodhídrico
número de oxidación del hidrógeno: +1
número de oxidación del cloro: –1
–1: cuando el hidrógeno se combina con un metal (hidruros)
Ejemplos: NaH; hidruro de sodio
número de oxidación del hidrógeno: -1
número de oxidación del sodio: +1
LiH; hidruro de litio
número de oxidación del hidrógeno: -1
número de oxidación del litio: +1
Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxido donde es -1.
Ejemplos: CaO; óxido de calcio
número de oxidación del oxígeno: -2
número de oxidación del calcio: +2
H2O2; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada
número de oxidación del oxígeno: -1
número de oxidación del hidrógeno: +1
Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia.
Ejemplos: Ca (calcio): valencia = 2
número de oxidación: +2
Li (litio): valencia = 1
número de oxidación: +1
Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia.
Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1
número de oxidación: –1
I (yodo): valencia = 1
número de oxidación: –1
Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –1.
Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio
número de oxidación del flúor: –1
número de oxidación del sodio: +1
Regla Nº 7: En las moléculas neutras, la suma de los números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0.
Ejemplos: Cu2O: óxido cuproso
número de oxidación del cobre: +1; como hay dos átomos de cobre, se multiplica el número de oxidación por el número de átomos de la molécula: 2 • +1= + 2.
número de oxidación del oxígeno: – 2
+ 2 + – 2 = 0
H2SO4: ácido sulfúrico
número de oxidación del hidrógeno: +1; hay 2 átomos = 2 · +1 = +2
número de oxidación del azufre: +6; hay 1 átomo = 1 · +6 = +6
número de oxidación del oxígeno: – 2, hay 4 átomos = 4 · – 2 = – 8
+2 + +6 + – 8 = 0
Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ión.
Ejemplo: PO4–3: fosfato
número de oxidación del fósforo: +5; hay 1 átomo = 1 • +5 = +5
número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8
La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del fósforo y del oxígeno, el resultado debe ser igual a – 3.
+5 + – 8 = – 3
– 3 = – 3
Ejemplo: Para Balancear una ecuación hay que realizar los siguientes pasos
1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor
2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente forma:
3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe multiplicarse por 2.
4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.
5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:
6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:
7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua:
8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más pequeños:
Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes definiciones:
Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce.
Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida.
Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida.
Electrones transferidos: En todo proceso redox el número de electrones transferidos es igual al número de electrones perdidos en la oxidación e igual al número de electrones ganados en la reducción.
e- transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción
e- transferidos = 4e- = 4e-
Ejercicios
Introducción
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