La oxidación, es la reacción química a partir de la cual un átomo, ión o molécula cede electrones; entonces se dice que aumenta su estado de oxidación. Si bien esta explicación es suficiente en términos prácticos, no es del todo correcta ya que si bien la transferencia de electrones siempre va a ocasionar un cambio en el estado de oxidación, también se puede dar este cambio sin que ocurra una transferencia de electrones. Como veremos existen varias formas de la misma, como la que se da en un trozo de manzana con el tiempo, u otros tipos menos domésticos, más conocidos en el ámbito de las ciencias.

El nombre de la reacción química, "oxidación", se deriva del hecho que en la mayoría de los casos, la transferencia de electrones se lleva a cabo adquiriendo átomos de oxígeno, pero es importante recalcar que también se da la oxidación sin involucrar el intercambio de oxígeno. En términos simples, durante la reacción una sustancia cede electrones y otra los gana (reducción), por lo que es más conveniente el término "redox" para referirnos al proceso - Redox es una abreviación de "reducción/oxidación", y se refiera a todas aquellas reacciones químicas en donde átomos cambian su estado de oxidación.

Siempre que ocurre una oxidación hay liberación de energía. Esta energía puede ser liberada de manera lenta, como es el caso de la oxidación o corrosión de los metales, o bien, puede ser liberada de forma muy rápida y explosiva como es el caso de la combustión.

La oxidación está presente en todos lados y ocurre en lugares que no imaginamos. Existen varios tipos de oxidación, como la combustión, y algunas de ellas, como podremos ver, ocurren dentro de nuestro organismo.

La respiración, uno de los tipos de oxidación, es el proceso fisiológico por medio del cual las plantas intercambian dióxido de carbono (CO2) por oxígeno (O2). Mediante este importante proceso la planta es capaz de realizar la fotosíntesis.

Por otra parte, dentro de los tipos de oxidación, nos encontramos con la fermentación. La fermentación es un proceso catabólico de oxidación del que se obtiene, como producto final, un compuesto orgánico. Este compuesto final es el que dictará de qué tipo de fermentación se trata. Esta puede ser, láctica, alcohólica, butírica, acética o de la glicerina.

En los seres vivos las fermentación es un proceso bastante común, ya que se da en microorganismos como las bacterias y también en las levaduras, así como también en el tejido muscular de animales y humanos cuando el aporte de oxígeno en las células no es suficiente para generar una contracción muscular o para llevar a cabo los procesos metabólicos.

Una manzana recién cortada se pone de color marrón, como también muchas veces una defensa de la bicicleta se convierte en óxido y una moneda de cobre de repente se pone verde. ¿Qué tienen todos estos eventos en común? Todos ellos son ejemplos de un proceso al que se le llama oxidación.

La oxidación se define como la interacción entre las moléculas de oxígeno y todas las sustancias diferentes que pueden ponerse en contacto, de metal en los tejidos vivos. Técnicamente, sin embargo, con el descubrimiento de los electrones, la oxidación del vino a definirse con mayor precisión como la pérdida de al menos un electrón cuando dos o más sustancias interactúan entre si.

Esas sustancias pueden o no incluir el oxígeno. (lo contrario de la oxidación es la reducción de la adición de al menos un electrón cuando las sustancias que entran en unas con otras.) A veces, la oxidación no es tan mala, como en la formación de aluminio anodizado super resistente. Otras veces, la oxidación puede ser destructiva, como la herrumbre de un automóvil o el deterioro de la fruta fresca (tecnologia de alimentos).

En el caso del hierro, el oxígeno crea un proceso de combustión lenta, que da lugar a la sustancia marrón frágil que llamamos oxidación. Cuando se produce la oxidación del cobre, por el contrario, el resultado es una capa de óxido de cobre verdoso. El propio metal no se debilita por la oxidación, pero si se crea en la superficie una pátina después de años de exposición al aire y al agua.

Cuando se trata de oxígeno, el proceso de oxidación depende de la cantidad presente en el aire y la naturaleza del material que le toca. Es cierto que ocurre la oxidación a nivel molecular que sólo ven los efectos a gran escala como el oxígeno realiza en los radicales libres sobre la superficie del material. En el caso de las frutas frescas, la piel por lo general le proporciona una barrera contra la oxidación.

Esta es la razón de por que la mayoría de frutas y verduras llegan en buenas condiciones en la tienda de comestibles. Una vez que la piel se ha roto, sin embargo, las células individuales entran en contacto directo con el aire y las moléculas de oxígeno comienzan a quemar. El resultado es una forma de óxido que vemos como manchas marrones.

La oxidacióntambién puede ser un problema para los propietarios de automóviles, ya que las capas más externas de la pintura están constantemente expuestos al aire y al agua. Si el

acabado exterior del coche no está protegido por una capa de cera o de poliuretano, las moléculas de oxígeno en el aire eventualmente empiezan a interactuar con la pintura. A medida que el oxígeno se quema los radicales libres contenidos en la pintura hacen que el acabado se vuelva más opaco y menos agradable.

Los esfuerzos de restauración pueden incluir la eliminación de varias capas de pintura afectada y volver a aplicar una nueva capa de protector. Esta es la razón por la que restauradores profesionales de autos recomiendan al menos una capa de cera y otra de protector de pintura para que sea utilizada cada vez que se lava el coche.

El secreto de la prevención de la oxidación causada por el oxígeno es para proporcionar una capa de protección entre el material expuesto y el aire. Esto podría significar una capa de cera o de poliuretano en un coche, una capa de pintura sobre objetos de metal o un spray rápido de un anti-oxidante, como el jugo de limón en las frutas expuestas. La oxidación destructiva no puede ocurrir si el oxígeno no puede penetrar la superficie y asi llegar a los radicales libres evitando asi el desgaste del material.

Esto es por qué el acero inoxidable evita el óxido del acero y por eso no lo hace tan ordinario. El acero inoxidable tiene una capa fina de otros metales que no contienen los radicales libres. De este acero ordinario se puede pintar para la protección contra la oxidación, el oxígeno, pero advirtiendo que no se puede obviar ninguna de las aberturas o grietas, por pequeñas que estas sean. Por eso es que se pueden encontrar bicicletas recien pintadas pero todavía dañadas por la oxidación.

Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma oxidada y una forma reducida respectivamente).

Para que exista una reacción redox, 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 al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.

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; reducido. 1

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.Contenido [ocultar]

1 Principio de electroneutralidad

1.1 Oxidación

1.2 Reducción

2 Número de oxidación

2.1 Reglas para asignar el número de oxidación

3 Balance de ecuaciones

3.1 Medio ácido

3.2 Medio básico

4 Aplicaciones

5 Oxidaciones y reducciones biológicas

6 Consecuencias

7 Notas

8 Véase también

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Principio de electroneutralidad

Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales.

2 Na+ + 2 Cl− → 2 Na + Cl2

o más comúnmente:

2 NaCl → 2 Na + Cl2

La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox.

Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.

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Oxidación

Oxidación del hierro.

La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.2 Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.

Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.

Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox.

La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.

La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+.

Entre otras, existen el permanganato de potasio (KMnO4), el óxido de cromo (VII) (Cr2O7), el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito sódico (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato potásico (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico:

Br− + O3 → BrO3−

El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:

2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl

Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:

2I− → I2 + 2 e−

Cl2 + 2 e− → 2 Cl

Ejemplo

El hierro puede presentar dos formas oxidadas:

Óxido ferroso: FeO.

Óxido férrico: Fe2O3

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Reducción

En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.

Cuando un ion o un átomo se reduce presenta estas características:

Gana electrones.

Actúa como agente oxidante.

Es reducido por un agente reductor.

Disminuye su estado o número de oxidación.

Ejemplo

El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):

Fe3+ + e− → Fe2+

En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:

CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno).

CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol).

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Número de oxidación

La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.

El número de oxidación:

Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.

Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

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Reglas para asignar el número de oxidación

El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.

El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.

El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)

El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2).

El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.

El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.

El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.

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Balance de ecuaciones

Todo proceso redox requiere del balanceo estequiométrico de los componentes de las semireacciones para la oxidación y reducción.

Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden:

en medio ácido iones hidrógeno (H+), moléculas de agua (H2O), y electrones; y...

en medio básico iones hidroxilo (OH−), moléculas de agua (H2O), y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación.

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Medio ácido

En medio ácido se agregan hidronios (catiónes) (H+) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.

Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Oxidación :

Reducción :

Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.

Oxidación:

Reducción:

Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.

Oxidación:

Reducción:

Al final tendremos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

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Medio básico

En medio básico se agregan iones hidróxilo (aniones) (OH−) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Separamos las semirreacciones en

Oxidación:

Reducción:

Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).

Oxidación:

Reducción:

Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.

Oxidación:

Reducción:

Obtenemos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

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Aplicaciones

En la industria, los procesos redox también son muy importantes, tanto por su uso productivo (por ejemplo la reducción de minerales para la obtención del aluminio o del hierro) como por su prevención (por ejemplo en la corrosión).

La reacción inversa de la reacción redox (que produce energía) es la electrólisis, en la cual se aporta energía para disociar elementos de sus moléculas.

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Oxidaciones y reducciones biológicas

Reducción del coenzima FAD, en forma de ganancia de un par de átomos de hidrógeno (dos protones y dos electrones.

En el metabolismo de todos los seres vivos, los procesos redox tienen una importancia capital, ya que están involucrados en la cadena de reacciones químicas de la fotosíntesis y de la respiración aeróbica. En ambas reacciones existe una cadena transportadora de electrones formada por una serie de complejos enzimáticos, entre los que destacan los citocromos; estos complejos enzimáticos aceptan (se reducen) y ceden (se oxidan) pares de electrones de una manera secuencial, de tal manera que el primero cede electrones al segundo, éste al tercero, etc., hasta un aceptor final que se reduce definitivamente; durante su viaje, los electrones van liberando energía que se aprovecha para sintetizar enlaces de alta energía en forma de ATP.

Otro tipo de reacción redox fundamental en los procesos metabólicos son las deshidrogenaciones, en las cuales un enzima (deshidrogenasa) arranca un par de átomos de hidrógeno a un sustrato; dado que el átomo de hidrógeno consta de un protón y un electrón, dicho sustrato se oxida (ya que pierde electrones). Dichos electrones son captados por moléculas especializadas, principalmente las coenzimas NAD+, NADP+ y FAD que al ganar electrones se reducen, y los conducen a las cadenas transportadoras de electrones antes mencionadas.

El metabolismo implica cientos de reacciones redox. Así, el catabolismo lo constituyen reacciones en que los sustratos se oxidan y las coenzimas se reducen. Por el contrario, las reacciones del anabolismo son reacciones en que los sustratos se reducen y los coenzimas se oxidan. En su conjunto, catabolismo y anabolismo constituyen el metabolismo.

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Consecuencias

En los metales una consecuencia muy importante de la oxidación es la corrosión, fenómeno de impacto económico muy negativo, dado que los materiales adquieren o modifican sus propiedades según a los agentes que estén expuestos, y como actúen sobre ellos.

Combinando las reacciones de oxidación-reducción (redox) en una celda galvánica se consiguen las pilas electroquímicas (ver pila eléctrica). Estas reacciones pueden aprovecharse para evitar fenómenos de corrosión no deseados mediante la técnica del ánodo de sacrificio y para la obtención de corriente eléctrica continua.

Contenido

Apunte de Redox: Reacción redox. Agentes oxidantes. Agentes reductores. Número de oxidación. Pilas.

OXIDO REDUCCION

¿Qué es una reacción redox?

Una reacción redox es aquella en la que uno de los compuestos se reduce y el otro se ox ida, de ahí su nombre.

El reactivo que se oxida está perdiendo electrones que luego cogerá el que se reduce. Y el que se reduce está ganado los electrones que el otro ha soltado. Antiguamente lo que se creía era que el que se oxidaba ganaba oxígeno, en realidad esto era bastante cierto, solo que era incompleto, pues el perder electrones el que se oxida se une con el oxígeno para tener los electrones necesarios.

Ej.:

Fe + O2 ® Fe2O3

2PbO ® 2Pb + O2

Agentes oxidantes

El oxidante es aquel de los compuestos que forman parte de una reacción redox que es capaz de oxidar a la otra y que a su vez esta es reducida por la otra.

Ej.:

Cu ® Cu ²+ + 2e- (el cobre se oxida y es capaz de soltar electrones)

Ag+ + e- ® Ag (la plata se reduce y es capaz de coger electrones)

No se puede producir la reacción contraria porque el cobre es muy mal oxidante y la plata muy mala reductora

Son buenos oxidantes: O2 H2 O2 los permanganatos los dicromatos H2SO4

Agentes reductores

El reductor es aquel de los compuestos que forman parte en la reacción redox capaz de reducir al otro y que a su vez esta es oxidada por la otra.

Son buenos reductores: Los no metales y los metales de izquierda a derecha |Cu, Hg, Ag Au|

Número de oxidación

El número de oxidación es la carga real o formal que tiene un átomo en un compuesto.

Carga real: Es la carga que tiene un átomo en un determinado compuesto

Ej.:

NaCl ® Na+ + Cl-

Carga formal: Es la carga que un átomo podría tener en un compuesto pero que no tiene.

Ej.:

H2O ® 2H+1 + O-

Reglas para el número de oxidación

1. Todos los elementos tienen en su estado natural oxidación 0

Ej.:

Pb°

2. El oxígeno tiene en sus compuestos oxidación -2 excepto en los peróxidos que tiene -1.

Ej.:

H2SO4-2 ® H2O2-1

3. El hidrógeno tiene en sus compuestos oxidación +1 excepto en los hidruros metálicos que tiene -1.

Ej.:

H2+1SO4-2

4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1.

Ej.:

H-1K+1

5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2.

Ej.:

K+1Mn+2O4-2

6. Los halógenos tienen en sus compuestos con los aluros oxidación -1.

Ej.:

Na+1Cl-1

7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos.

Ej.:

H2+1S+6O4-2

Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta. Y si se reduce el número de oxidación disminuye.

Ej.:

Ca+2C+4O3-2+2H+1Cl-1 ® Ca+2Cl2-1+ H2+1O-2+C+4O2-2

Cu° + 2Ag+NO3- ® 2Cu+NO3- + 2Ag°

El cobre se oxida y pierde 2 electrones los cuales toma la plata que se reduce

¿Qué son las pilas?

Pila eléctrica: mecanismo que convierte la energía química en eléctrica. Todas las pilas consisten en un electrolito (que puede ser líquido, sólido o en pasta), un electrodo positivo y un electrodo negativo. El electrolito es un conductor iónico; uno de los electrodos produce electrones y el otro electrodo los recibe. Al conectar los electrodos al aparato que hay que alimentar, llamado carga, se produce una corriente eléctrica.

Las pilas en las que el producto químico no puede volver a su forma original una vez que la energía ha sido convertida (es decir, que las pilas se han descargado),se llaman pilas primarias o voltaicas. Las pilas en las que el producto químico puede ser reconstituido pasando una corriente eléctrica a través de él en dirección opuesta a la operación normal de la pila, se llaman pilas secundarias o acumuladores.

No pasa nada Se llena de plata

La bombilla se enciende, la barra de plata se llena más de plata y la de cobre se hace más delgada

Esto es una pila, que se forma a partir de dos semireacciones separadas. Los electrones que pierde el cobre pasan al otro bote a través del cable. Esta pila se acabaría cuando se acabara el AgNO3o el Cu de la barra se gastan. Pero antes de que esto ocurra se para, porque en el agua hay tantas cargas iguales que se repelen, pasa el Cu ²+ a la disolución de CuNO3 y al repelerse

vuelve a la otra disolución y se junta con los dos electrones sin tener la plata con quién juntarse.

Para evitar esto se puede colocar un tabique poroso para que pasen los NO3- de un lado y se unan a los Cu ²+ del otro.

Pero si los poros son lo suficientemente grandes para que pasen los NO3- tambien pasarían las otras sustancias. Así que se coloca un tubo con una disolución saturada (para que no se salga) de un disolvente electronegativo muy fuerte, por ejemplo de KCL. y se tapa con dos trozos de algodón, de esta forma el circuito eléctrico estará cerrado.

Así al disociarse en K+ y Cl- el negativo pasa al lado donde están los Cu ²+ y los positivos al otro lado.

Las pilas normales están hechas de una cubierta de Zinc, una barra de grafito en su interior rodeada por un disolución de NH4Cl que se combina con los dos electrones que pierde el Zn formando amoniaco (NH3).

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Balanceo de ecuaciones químicas

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción.

A + B C + D

Reactivos Productos

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo

El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en

H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos

5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos

Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación

H2O + N2O5 NHO3

Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.

H2O + N2O5 2 NHO3

Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)

Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)

Otros ejemplos

HCl + Zn ZnCl2 H2

2HCl + Zn ZnCl2 H2

KClO3 KCl + O2

2 KClO3 2KCl + 3O2

Balanceo de ecuaciones por el método de Redox ( Oxidoreduccion )

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos

1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.

Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:

En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos

El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con -1

El Oxigeno casi siempre trabaja con -2

Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0

2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación

0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3

3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción

0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2

4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0

Fierro se oxida en 3 x 1 = 3

Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4

5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa

4Fe + 3O2 2Fe2O3

Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo

Otros ejemplos

KClO3 KCl + O2

+1 +5 -2 +1 -1 0

KClO3 KCl + O2

Cl reduce en 6 x 1 = 6

O Oxida en 2 x 1 = 2

2KClO3 2KCl + 6O2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2

0 +1 +5 -2 +4 -2 +2 -2 +2 +5 -2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2

Cu oxida en 2 x 1 = 2

N reduce en 1 x 1 = 1

Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2

Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2

Balanceo de ecuaciones por el método algebraico

Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos

1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:

Fe + O2 Fe2O3

A B C

2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica

Para el Fierro A = 2C

Para el Oxigeno 2B = 3C

3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C

Por lo tanto si C = 2

Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:

2B = 3C

2B = 3(2)

B = 6/2

B = 3

Los resultados obtenidos por este método algebraico son

A = 4

B = 3

C = 2

Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación

4Fe + 3O2 2 Fe2O3

Otros ejemplos

HCl + KmNO4 KCl + MnCl2 + H2O + Cl2

A B C D E F

A = 2E

Cl) A = C + 2D + 2F

B = C

Mn) B = D

O) 4B = E

Si B = 2

4B = E

4(2) = E

E = 8

B = C

C = 2

B = D

D = 2

A = 2E

A = 2 (8)

A = 16

A = C + 2D + 2F

16 = 2 + 2(2) + 2F

F = 10/2

F = 5

16HCl + 2KmNO4 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

Balanceo de ecuaciones por el método de Redox ( Oxidoreduccion )

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos

1)Determinar

los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.

Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:

En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos

El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con −1

El Oxigeno casi siempre trabaja con −2

Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0

2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación

0 0 +3 −2

Fe + O2 Fe 2 O 3?

Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a −2 Y el Fierro de 0 a +3

3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción

0 0 +3 −2

Fe + O2 Fe 2 O 3

El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2

4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0

Fierro se oxida en 3 x 1 = 3

Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4

5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa

4Fe + 3O2 2Fe2O3

Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo

Otros ejemplos

K Cl O 3 KCl + O2

+1 +5 −2 +1 −1 0

K Cl O 3 KCl + O2

Cl reduce en 6 x 1 = 6

O Oxida en 2 x 1 = 2

2KClO3 2KCl + 6O2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2

0 +1 +5 −2 +4 −2 +2 −2 +2 +5 −2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2

Cu oxida en 2 x 1 = 2

N reduce en 1 x 1 = 1

Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2

Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2

Balanceo de ecuaciones por el método algebraico

Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos

1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:

Fe + O2 Fe 2 O 3

A B C

2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica

Para el Fierro A = 2C

Para el Oxigeno 2B = 3C

3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C

Por lo tanto si C = 2

Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:

2B = 3C

2B = 3(2)

B = 6/2

B = 3

Los resultados obtenidos por este método algebraico son

A = 4

B = 3

C = 2

Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación

4Fe + 3O2 2 Fe 2 O 3

Otros ejemplos

HCl + Km NO 4? KCl + Mn Cl 2? + H2O + Cl2

A B C D E F

A = 2E

Cl) A = C + 2D + 2F

B = C

Mn) B = D

O) 4B = E

Si B = 2

4B = E

4(2) = E

E = 8

B = C

C = 2

B = D

D = 2

A = 2E

A = 2 (8)

A = 16

A = C + 2D + 2F

16 = 2 + 2(2) + 2F

F = 10/2

F = 5

16HCl + 2KmNO4 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2