tarea

1. Escribe la ecuación de la reacción e inserta el número de oxidación para cada elemento. Los números de oxidación serán iguales a la carga del elemento o molécula, ya sean positivos o negativos, pero no siempre éste es el caso. Algunas tablas periódicas muestran los números de oxidación más comunes para cada elemento. Las reglas formales para asignar números de oxidación pueden obtenerse delestudio de la estructura atómica y los diagramas de electrones. Ecuación original: Cu + HNO3 ---> Cu(NO3)2 + NO + H2O Con los números de oxidación entre corchetes: Cu[0] + H[1+] N[5+] O3[2-] ---> Cu[2+] (N[5+] O3[2-])2 + N[2+] O[2-] + H2[1+] O[2-]
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Determina qué elementos están oxidados y cuáles están reducidos, y escribe las semi-reacciones de oxidación y reducción. En este ejemplo, elnúmero de oxidación para "N" va de "5+" a "2+" y como se reduce en carga positiva, el nitrógeno gana electrones "e". Por lo tanto, el nitrógeno se reduce. Como la diferencia de números de oxidación es de tres, la semi-reacción de reducción es: N[5+] + 3e[-] ---> N[2+] Similarmente, el número de oxidación para el Cu cambia de "0" a "2+", lo cual significa que pierde electrones. El resultado de lasemi-reacción de oxidación es: Cu[0] ---> Cu[2+] + 2e[-]
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Balancea las dos medias reacciones multiplicando cada una de ellas por un factor que hará que el número de electrones en ambas se iguale. En este caso, hay dos electrones en una semi-reacción y tres en la otra. El método más fácil es multiplicar la reacción de oxidación por el número de electrones en la reacción de reducción y vice versa.Aquí hay dos electrones en la semi-reacción de oxidación, de modo que debes multiplicar la ecuación de reducción por dos: 2N[5+] + 6e[-] --->2N[2+] Utilizando el mismo método, multiplica la reacción de oxidación por tres: 3Cu[0] ---> 3Cu[2+] + 6e[-]
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Combina las dos semi reacciones balanceadas: 3Cu[0] + 2N[5+] + 6e[-] ---> 3Cu[2+] + 6e[-] + 2N[2+] Como 6e[-] aparece a ambos lados de la flecha,se cancela: 3Cu[0] + 2N[5+] ---> 3Cu[2+] + 2N[2+] Ésto es sólo la porción redox de la solución. Debes usar estos resultados para obtener la solución completa de la ecuación original.
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Usa los coeficientes de la solución redox en la ecuación original. Recuerda utilizarlos sólo si coinciden con el elemento y su número de oxidación. Si un par de números de oxidación aparecen más de una vez enla ecuación original, no asignes un coeficiente para ese par. En nuestro ejemplo, "N[5+]" aparece dos veces en la ecuación original y por lo tanto, no se le debe asignar un coeficiente. Solución redox: 3Cu[0] + 2N[5+] ---> 3Cu[2+] + 2N[2+] Ecuación original con números de oxidación: Cu[0] + H[1+] N[5+] O3[2-] ---> Cu[2+] (N[5+] O3[2-])2 + N[2+] O[2-] + H2[1+] O[2-] Agregando los coeficientes: 3Cu+ HNO3 ---> 3Cu(NO3) + 2NO + H2O
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Balancea el resto de la ecuación inspeccionándola. En este ejemplo, la molécula de HNO3 del lado izquierdo necesita un coeficiente de 8, y el agua en el lado derecho necesita un coeficiente de 4 para alcanzar el balance: 3Cu + 8HNO3 ---> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O








Balanceo oxido-reducción
On September 25, 2010, in balanceo óxido-reducción, byandres
Este método  se basa en analizar por separado dos reacciones que son las reacciones de oxidación y las reacciones de reducción, las cuales se balancean y una vez estén balanceadas se suman con el fin de obtener la ecuación final balanceada, para lograr balancear por este método se deben seguir los siguientes pasos:
1. Escriba la ecuación a balancear
2. Escriba  los estados de oxidación detodos los elementos que tiene la reacción.
3. Escriba los elementos que cambian de estado de oxidación mostrando su estado de oxidación antes y después de la reacción.
4. Se determina el elemento que gana electrones en la reacción y luego se escribe una reacción química con el elemento en cuestión, esta seria la semireacción de reducción.
5. Se determina el elemento que pierde electrones en...