ESTREPTOCCOCUS

CENTRO UNIVERSITARIO INTERAMERICANO GOLFO CENTRO

PROFESOR: I.Q. RODRÍGUEZ SOTO SERAFÍN ROBERTO

CARRERA: Q.F.B

MATERIA: QUIMICA GENERAL

GRUPO: 3313

Nº.L: 2
CONTENIDO: REDOX, BALANCEO, ELECTROQUIMICA, FACTOR GRAVIMETRICO, TERMOQUIMICA, ENTALPIA DE FORMACION Y ENLACE










REACCIONES REDOX
Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o,simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.[1]
Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química almedio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.
El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.[2]
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecidamediante lo que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado.



Balanceo por el método del número de oxidación
El método de balanceo de ecuaciones por el número de oxidación es el más utilizado para balancear ecuaciones moleculares.Ejemplo No. 1
Balancear la siguiente reacción química:
Para aplicar este método se pueden seguir 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 cuálse 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 quieredecir 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 laoxidación:

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, esconveniente 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 Hque 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-
Los electrones...