REACCIONES DE OXIDACIÓN

OXIDACIÓN

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 de todos 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 la reacción y luego se escribe una reacción química con el elemento en cuestión, esta seria la semireacción de oxidación.

6. Balancee la semireacción de reducción.

7. Balancee la semireacción de oxidación.

8. Balancee las cargas en las semireacciones de oxidación y reducción.

9. Todas las especies químicas que hay en la semireacción de reducción deben multiplicarse por el número de electrones que hay en la semireacción de oxidación y viceversa es decir todas las especies químicas que hay en la semireacción de oxidación deben multiplicarse por el número de electrones que hay en la semireacción de reducción.

10. Sume las dos semireacciones.

11. Si en ambos lados de la ecuación se encuentran especies químicas iguales se anulan la misma cantidad de esta especie a lado y lado de la ecuación hasta que en alguno de los lados no haya más de esta especie química en cuestión que cancel.

12. Simplifique la ecuación química lo mas posible.

13. Verificar si la ecuación química quedo balanceada tanto en cargas como en masa.

14. Se trasladan los coeficientes a la ecuación original.

15. Verificar el balanceo y en caso encontrarse diferencias se realiza un pequeño tanteo.

EJEMPLO: Balancear por el método de oxido-reducción la siguiente ecuación siguiendo el método anterior: Cr2(SO4)3 + KOH +KClO3 → K2CrO4 + H2O+KCl + K2SO4

1. Cr2(SO4)3 + KOH +KClO3 → K2CrO4 + H2O + KCl + K2SO4

2. Cr2+3(S+6O4-2)3 + K+1O-2H+1 + K+1Cl+5O3-2 →K2+1Cr+6O4-2 + H2+1O-2 + K+1Cl-1 + K2+1S+6O4-2

3. Cr+3 → Cr+6 Cl+5 → Cl-

4. Cl+5 → Cl- Reacción de reducción

5. 2Cr+3 → Cr+6 Reacción de oxidación

6. Cl+5 → Cl- Esta semireacción tiene balanceado el cloro así que no se hace nada

7. 2Cr+3 → Cr+6 Se balancea esta semireacción de la siguiente manera . 2Cr+3 → 2Cr+6

8. Cl+5 + 6e-→Cl- Balanceadas las cargas de la semireacción de reducción. . 2Cr+3→2 Cr+6 + 6e- Balanceadas las cargas de la semireacción de oxidación

9. 6Cl+5 + 36 e- → 6 Cl- Cr+3 → 12 Cr+6 + 36 e-

10. 6Cl+5 + 36e-+ 12Cr+3 → 6Cl- + 12Cr+6 + 36 e-

11. 6 Cl+5 + 12 Cr+3→ 6 Cl- + 12 Cr+6

12. Cl+5 + 2 Cr+3→ Cl- + 2 Cr+6

13. Cl+5 + 2 Cr+3→ Cl- + 2 Cr+6 Esta balanceada en cargas y en masa.

14. Cr2(SO4)3 + KOH +KClO3 → 2 K2CrO4 + H2O +KCl + K2SO4

15. Cr2(SO4)3 + KOH + KClO3 → 2 K2CrO4 + H2O +KCl + K2SO4

16. Esta ecuación no se encuentra balanceada totalmente así que se realiza un balanceo por tanteo para terminar obteniéndose la siguiente ecuación plenamente balanceada. Cr2(SO4)3 + 10KOH +KClO3 → 2 K2CrO4 + 5H2O +KCl + 3K2SO4.

BALANCEO DE ECUACIONES POR METODO DE REDOX ( OXIDACION-REDUCCION)

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

OXIDACIÓN: es cuando un elemento pierde electrones originando que aumente su estado de oxidación.

REDUCCIÓN: es cuando un elemento gana electrones, originando que disminuya su número de oxidación.

Por ejemplo: Un cambio de numero de oxidación de +1 a +4 o de -2 a 0 es oxidación. Una cambio de +4 a +1 o de -1 a -3 es reducción.

En una reacción de redox el agente oxidante acepta electrones ( es el que se reduce) y el agente reductor suministra electrones (es el que se oxida).

Para poder balancear por método de redox es importante recordar como determinar la cantidad de átomos de un elemento en un compuesto, así como determinar la cantidad de número de oxidación de cada elemento y conocer los pasos del método de redox.

PROCEDIMIENTO PARA EL MÉTODO DE REDOX

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.

3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce).

4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.

6.- Cruzar los resultados

7..- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.

8.-Completar el balanceo por tanteo.

9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.

10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión.

EJEMPLO:

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

2.- Colocar los núumeros de oxidación en cada uno de los elementos.

3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce).

4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.

6.- Cruzar los resultados

7..- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.

8.-Completar el balanceo por tanteo.

9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.

10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión. (En este caso no son divisibles y quedan de la siguiente manera:)

COMO BALANCEAR ECUACIONES POR EL MÉTODO REDOX

Para balancear ecuaciones por el método de óxido reducción se debe seguir los siguientes pasos:

Antes que todo es necesario que la ecuación esté bien escrita.

- Hay que colocar los estados de oxidación de los elementos que conforma a cada molécula, tanto de los reactivos, tanto como de los productos.

Es importante que tengamos en cuenta que los elementos del grupo IA tienen estado de oxidación +1

Los elementos del grupo IIA tienen estado de oxidación +2

A excepción de los peróxidos el oxígeno trabaja con estado de oxidación -2

El hidrógeno con estado de oxidación +1, excepto en los hidruros.

La suma algebraica de las cargas de las moléculas neutras debe ser igual a cero y las de los iones, igual a la carga del mismo.

Cuando hay más de un átomo del mismo elemento en una molécula, se multiplica la carga de este, por su subíndice

Cuando el elemento está en estado molecular o es un metal su estado de oxidación es cero, a menos que se indique lo contrario

Se hace la suma de las cargas que conocemos y si la molécula es neutra debe dar cero, por lo tanto lo que falte para esto es el estado de oxidación del elemento que no conocemos, ejemplo:

H+1N O3-2 + H+1 Br è Br2 + NO-2 + H2+1O-2

+1+( ) + -2x3=0 +1+( )=0 0 ( )+-2=0 1x2+2=0

En este caso: en el HNO3 el número que falta para que la suma sea cero es +5, por lo tanto el estado de oxidación del nitrógeno es +5

En el HBr falta -1, por lo que el estado de oxidación del Br es -1 el Br2, por ser molecular su estado de oxidación es cero, el nitrógeno del NO es -2, en el agua conocemos los estados de oxidación de los

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