Balanceo de reacciones químicas

REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN

OXIDACION REDUCCIÓN

La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo de átomos pierden electrones o bien es la reacción en la que un átomo aumenta su

número de oxidación. La reducción es un cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos ganan electrones, o también es la reacción en la que un átomo disminuye su número de oxidación. Laoxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente ya que el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción Oxidante es la especie química que captando electrones (aumentando su carga negativa o disminuyendo su carga positiva) consigue la oxidación de otra.

Reductor es la especie química que cediendo electrones(aumentando sucarga positiva o disminuyendo su carga negativa) produce la reducción de otra. El oxidante se reduce y el reductor se oxida por lo que las reacciones redox transcurren entre pares conjugados de oxidación-reducción.

ESTADOS DE OXIDACIÓN Se define número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un de ese elemento si el

compuesto, como la carga que tendría un átomo

compuesto del queforma parte estuviese constituido por iones. Las reglas básicas para asignar estado de oxidación son las siguientes. 1. El número de oxidación de un elemento libre es cero, tanto si es atómico como molecular (Fe, H 2 ,Cl2 etc.) 2. En los iones simples (iones de un solo átomo el # de oxidación = a la carga del ión) por ejemplo Al+3 ,,Fe a veces tiene # de oxidación de +2 y +3 3. El hidrógeno y loselementos del grupo IA de la tabla periódica tienen # de oxidación de +1 Ejem. H+1 , Li +1 , Na+1 , Rb+1 etc. El
+1

hidrógeno trabaja con –1 en el caso de hidruros metálicos ejem. Na H-1

4. Los elementos del grupo IIA el # de oxidación es de +2 ejemplo Ca Mg++ , Sr ++ , Ba++ etc.

.

5. En la mayor parte de los compuestos que contienen oxígeno el # de oxidación de este compusto es –2.Existen sus excepciones como en el caso de los peróxidos que es –1 H2O2 , en los superóxidos es –1/2 y en sus combinaciones con el flúor es +2 y +1. 6. Los halógenos (F,-1 Cl-1, Br-1, I-1 ) cuando no están combinados con el oxígeno tienen # de oxidación X-1. 7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos que forman una molécula neutra es cero. Si se trata de un ión, la sumaes igual a la carga del ión.

BALANCEO

DE REACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DE

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

Este método se basa en que el aumento total en el número de oxidación de los átomos que se oxidan ha de ser igual a la disminución total de los números de oxidación de los átomos que se reducen, por tanto el número de electrones que se ganan o se pierden debe ser el mismo.

Los pasos aseguir son: 1. Escribir la ecuación completa colocando arriba de cada átomo, las valencias con que están unidas. 2. Se separan los elementos oxidados y reducidos indicando el # de electrones ganados o perdidos en cada caso. Para obtener el # de electrones ganados o perdidos debemos balancear cada ecuación e igualar cargas 3. El # de electrones perdidos por el agente reductor debe ser igual al # deelectrones ganados por el agente oxidante. Por lo tanto se tiene que igualar el # de electrones ganados y perdidos. 4. Se procede a colocar correspondiente 5. La ecuación aún no esta balanceada , se hacen los ajustes necesarios. los coeficientes en los sitios de la reacción

Ejemplo
MnO2 + HCl → MnCl2 + H 2O + Cl2

Oxidado (pierde electrones)
2Cl −1 → Cl 0 2 Mn +4 → Mn +2

Reducido ( ganaelectrones)

2Cl −1 − 2e − → Cl 0 2

Mn +4 + 2e − → Mn +2

2Cl −1 − 2e − → Cl 0 2 Mn +4 + 2e − → Mn +2 Mn +4 + 2Cl −1 → Mn +2 + Cl 0 2 Mn +4 + 4 HCl → MnCl2 + 2 H 2O + Cl2

Balancear las siguientes reacciones químicas 1. KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H 2O + Cl2 Oxidado (pierde electrones)
(2Cl −1 − 2e − → Cl2 )5 10Cl −1 − 10e − → 5Cl2
0 o

Reducido ( gana electrones)
( Mn +7 + 5e − →...