Quimica

BALANCEO DE ECUACIONES (REDOX)
En una reacción donde un elemento se oxida otro elemento se reduce, es decir aquel elemento que se oxida tiende a captar electrones de otro agente que los suministra (el reducido).
Antes de iniciar el balance se tiene en cuenta lo siguiente:
Determinar los diferentes números de oxidación que hay en la ecuación (tanto en los reactivos como en el producto)
En lamayoría de casos el Hidrogeno cuenta con +1 exceptuando los hidruros donde trabaja con -1
El oxigeno cuenta con -2 excepto cuando forma peróxidos (-1) y superoxidos (-1/2)
Los elementos en estado basal (es decir sin ninguna relación con otro elemento tendrá carga de 0
Cuando ya se tengan los números de oxidación se realiza el siguiente proceso:
1) Comparamos cada elemento tanto en los reactivoscomo en el resultado y verificamos los cambios.
Fe0+O2→Fe2+3O2-2
Es decir, en la formula tenemos que: El Hierro (Fe) está en estado basal por tanto esta en 0, al finalizar la formula queda con +3 mientras que el oxigeno tendrá 0 como reactivo y en el compuesto conseguirá -2. Esto significa que el Hierro se oxida mientras que el Oxigeno se reduce
2) Si el elemento como reactivo está en estadobasal (es decir con carga 0) se multiplica el número de oxidación o reducción por el subíndice.
Fe= 3(estado de oxidación) X 1(subíndice)=3 O=2(estado de oxidación) X 2(subíndice)=4
Los resultados obtenidos se entrecruzan, es decir, si el resultado del Oxigeno es 4, pasara a hacer de coeficiente para Fe. 4Fe+3O2

As2S3+HClO4+ H2O H3AsO4+HCL+ H2SO4
As2+3S3-2+H+1Cl+7O4-2 H3+1As+5O4-2+H+1Cl-1+H2+1S+6O4-2
oxida
oxida
Reduce
2As2S3 + 7HClO4 + 12H2O 4H3AsO4 + 7HCl + 6H2SO4
EJEMPLOS
1.- As2S3+HClO4+H2O H3AsO4+ HCL+ H2SO4
As2+3S3-2+H+1Cl+7O4-2 H3+1As+5O4-2+H+1Cl-1+H2+1S+6O4-2
2As2S3 + 7HClO4 + 12H2O 4H3AsO4 + 7HCl + 6H2SO4

2.- CH4 + O2 CO2 + H2O
C+4H4-1+O2-2 C+4O2-2+ H2+1O-2
CH4+2O2 CO2+2H2O

3.- HNO3 +H2S NO + S + H2O
H+1N+5O3-2+H2+1S-2 N+2O-2+S0+H2+1O-2
2HNO3+3H2S 2NO+3S+4H2O


ACIDOS Y BASES

Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la de iones hidroxilo (OH–), se dice que es ácida. En cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno esmenor que la de iones hidroxilo.

Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidroxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver: Ionización del agua).

La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-),respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.

Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia deéste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones.

Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

Los ácidos y las bases se caracterizan por:

Ácidos | Bases |
Tienen sabor agrio (limón, vinagre,...