Balanceo De Reacciones Redox

BALANCEO DE REACCIONES REDOX

Material de apoyo elaborado por Gustavo Garduño Sánchez

Facultad de Química, UNAM. Enero de 2005.

Este trabajo se hizo con el fin de que los alumnos de QUÍMICA GENERAL

cuenten con el material de apoyo suficiente para aprender a balancear reacciones

redox por los métodos del número de oxidación y del ion electrón. Se comienza

con los conceptos básicos los cuales deben dominarse antes de entrar al

balanceo. Estos conceptos básicos se desglosan para hacerlos accesibles. Se

sugiere que se resuelvan los ejercicios propuestos para saber si ya se tiene

dominio sobre ellos.

Conceptos Básicos

Ocurren reacciones de oxidación –reducción (redox) cuando las sustancias que se

combinan intercambian electrones. De manera simultánea, con dicho intercambio,

tiene lugar una variación en el número de oxidación (estado de oxidación) de las

especies químicas que reaccionan. El manejo del número de oxidación es

imprescindible para el balanceo de las reacciones redox.

El número de oxidación puede definirse como la carga real o virtual que tienen

las especies químicas (átomos, moléculas, iones) que forman las sustancias

puras. Esta carga se determina con base en la electronegatividad1 de las especies

según las reglas siguientes.

1. Número de oxidación de un elemento químico

El número de oxidación de un elemento químico es de cero ya sea que

este se encuentre en forma atómica o de molécula polinuclear.

.

Ejemplos:

Na0, Cu0, Fe0, H2

0, Cl2

0, N2

0, O2

0, P4

0, S8

0

2. Número de oxidación de un ion monoatómico

El número de oxidación de un ion monoatómico (catión o anión) es la carga

eléctrica real, positiva o negativa, que resulta de la pérdida o ganancia de

electrones, respectivamente.

Ejemplos:

Cationes: Na+, Cu2+, Hg2+, Cr3+, Ag+, Fe2+, Fe3+

Aniones: F-, Br-, S2-, N3-, O2-, As3-

3. Número de oxidación del hidrógeno

El número de oxidación del hidrógeno casi siempre es de 1+ , salvo en el

caso de los hidruros metálicos donde es de 1–.

4. Número de oxidación del oxígeno

El número de oxidación del oxÍgeno casi siempre es de 2–, (O2–) salvo en

los peróxidos, donde es de 1–, (O2

2–) y en los hiperóxidos donde es de ½–

(O2

1–).

5. Números de oxidación de los elementos que forman compuestos

covalentes binarios.

Los números de oxidación de los elementos que forman compuestos

covalentes binarios (compuestos que se forman entre no metales) son las

cargas virtuales2 que se asignan con base en la electronegatividad de los

elementos combinados. Al elemento más electronegativo se le asigna la

carga negativa total (como si fuera carga iónica). Al otro elemento del

compuesto se le asigna carga positiva (también como si fuera carga iónica).

En los compuestos binarios covalentes, la carga virtual se asigna

según la secuencia que aparece a continuación. El elemento que llevará la

carga virtual negativa se halla a la derecha de la lista y los que le preceden

llevarán la carga positiva.

Asignación de la carga negativa

Si, B, Sb, As, P, H, C, N, Te, Se, I, Br, Cl, O, F

Asignación de la carga positiva

[CH4]0 [C4- H4

+]0 = [C4- 4 H+]0

[CCl4]0 [C4+ Cl4

1-]0 = [C4+ 4Cl1-]0

[CO2]0 [C4+O2

2-]0 = [C4+2O2-]0

6. Número de oxidación de un catión o anión poliatómicos

El número de oxidación de un catión o anión poliatómicos es la carga

virtual que se asigna a los elementos combinados con base en la

electronegatividad de dichos elementos. La carga virtual que se asigna se

considera como si fuera el resultado de la trasferencia total de electrones

(carga iónica).

Por ejemplo: en el ion nitrato, NO3

– , los estados de oxidación del nitrógeno

y del oxígeno son [N5+O3

2–] = [N5+3O2–] = N5+ Y O2– . Estos estados de

oxidación no son cargas reales y se les puede considerar como cargas

virtuales.

En el ion sulfato, puede verse que los estados de oxidación del S y del

oxígeno son [S6+O4

2-] =[S6+4O2-] = S6+ y O2–.

De manera semejante, en el ion amonio, los estados de oxidación del

nitrógeno y del hidrógeno son [N3-H4

+] = [N3- 4H+] = N3- e H+.

7. Carga de los iones poliatómicos.

Es la carga iónica que resulta cuando se suman los números de oxidación

de los elementos que forman dicho ion.

Por ejemplo, la carga del ion nitrato resulta de sumar los números de

oxidación del nitrógeno y del oxígeno,

[N5+3O2–] = [N5+O6–] = (NO3)[(5+)+ (6–)] = NO3

–

La carga del ion sulfato puede calcularse de la misma manera:

[S6+O4

2-] = [S6+4O2-] = (SO4) [(6+) +(8 –)] = (SO4)2-

De manera semejante, la carga del ion amonio; NH4

+ resulta de la suma de

los números de oxidación del nitrógeno e hidrógeno:

[N3-H4

+] = [N3- 4H+] = [NH4](3 –) + (4+) = [NH4]1+

De nuevo, es necesario destacar que, en estos casos, los estados de

oxidación no son cargas reales y se les puede considerar como cargas

virtuales.

8. Números de oxidación y cargas en compuestos iónicos poliatómicos

Cuando se tiene la fórmula completa de un compuesto iónico, la suma

tanto de los números de oxidación como de las cargas debe ser de cero:

Por ejemplo:

Na2SO4

Números de oxidación: (Na2

+S6+O4

2-) = [Na2+S6+O8-] = (Na2S)2+6(O4)8- = (Na2SO4)0

Cargas: (Na2)+(SO4)2- = [Na2+(SO4)2-] = (Na2SO4)0

[Ag(NH3)2]NO3

Números de oxidación: [Ag+ (N3–H3

+)2]N5+O3

2– = [Ag+ (N3– 3H+)2]N5+ 3O2–

Cargas: [Ag(NH3)2]+(NO3) – = {[Ag(NH3)2](NO3)}0

9. Números de oxidación en compuestos orgánicos

El número de oxidación de los elementos que forman los compuestos

orgánicos también se asigna con base en la electronegatividad. Sin

embargo, aquí se sugiere escribir las fórmulas desarrolladas de dichos

compuestos.

Ejemplos:

CH3CH2OH

H+ H+

I I

H+ – C3- – C1- – O2- – H+

I I

H+ H+

CH3CHO

H+ O2-

I

H+ – C3- – C+

I

H+ H+

CH3COOH

H+ O2-

I

H+ – C3- – C3+

I

H+ O2- – H+

CH3 – CH –COOH

I

NH2

H+ H+ O2-

I I

H+ – C3– – C0 – C3+

I I

H+ N3– O2- – H+

H+ H+

EJERCICIOS SOBRE NÚMEROS DE OXIDACIÓN Y CARGAS IÓNICAS

Determina el número de oxidación de los elementos que forman los iones y

compuestos siguientes:

NH2OH

NH4NO3

Na2S2O3

NaBiO3

KMnO4

SnO2

2-

PbO3

2-

AsS4

3-

K2PtCl6

RhCl3

.3H2O

[Rh(NH3)4Cl2]Cl

K2[TiCl6]

CaC2O4

CH3CH2 C – NHCH3

II

O

Fe3(PO4)2

(NH4)3PO4

.12MoO3

CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

OXIDACIÓN

La oxidación tiene lugar cuando una especie química pierde electrones y en

forma simultánea, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el calcio

metálico (con número de oxidación cero), se puede convertir en el ion calcio (con

carga de 2+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico

siguiente:

Ca0 Ca2+ + 2e-

En resumen:

Pérdida de electrones

Oxidación

Aumento del número de oxidación

REDUCCIÓN

La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y al mismo

tiempo disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con

número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación

y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:

e- + Cl0 Cl1-

En resumen:

Ganancia de electrones

Reducción

Disminución del número de oxidación

Para más facilidad se puede construir una escala numérica del número de

oxidación y seguir el cambio electrónico del proceso redox por el aumento o

disminución del número de oxidación:

oxidación

Número de -3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4

oxidación

reducción

CONCEPTOS DE AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR

AGENTE OXIDANTE

Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se

reduce en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro

elemental con calcio:

Ca0 + Cl2

0 CaCl2

El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número de

oxidación pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como:

2e-+Cl2

0 2Cl1-

En resumen:

Gana electrones

Agente oxidante

Disminuye su número de oxidación

AGENTE REDUCTOR

Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por

...