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2.4
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR EL MÉTODO DE
OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
OBJETIVO ESPECÍFICO
Balancear ecuaciones químicas por el método de
oxidación-reducción.
Otra forma en que se pueden analizar las reacciones químicas, es la que toma en cuenta la transferencia de electrones de un átomo
a otro; tales procesos, de gran importancia práctica, se conocen con el nombre de reacciones de oxidación-reducción, abreviado
“redox”.
En una reacción “redox” la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; depende una de otra y el número total de
electrones perdidos por una especie química en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados por la otra especie en la
reducción; es decir, en una ecuación “redox” no hay exceso ni deficiencia de electrones.
Representación en una Escala del Proceso:
OXIDACIÓN
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +l +2 +3 +4 +5 +6 +7
REDUCCIÓN
EJEMPLOS
El fierro reacciona con el cloro de acuerdo con la siguiente ecuación:
2 Fe0 + 3C1°2
Fe0
C1°2
2Fe+3Cl3-1
Fe+3
+ 3e-1
2e-1
+
2Cl-1
El fierro aumentó su número de oxidación de cero a +3, por lo tanto se oxidó. El cloro disminuyó su número de oxidación de cero
a -1, por lo tanto se redujo.
En la ecuación, el agente oxidante es el cloro, por ser la sustancia que causa la oxidación, y como acepta electrones, su número de
oxidación disminuye; el agente reductor es el fierro, por ser la sustancia que causa la reducción, y al ceder electrones su número de
oxidación aumenta.
El agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida
La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo atómico pierde electrones.
La reducción es un cambio químico en el que un átomo o grupo atómico gana electrones.
Una reacción es de oxidación-reducción si ocurre un cambio en el número de oxidación. Veamos tres ejemplos de reacciones
“redox”:
Al0 + O°2
Zn0 + O20
N+2
O-2
Al2+3 O3-2
Zn+2
O-2
N+4 O2-2
Si la reacción no experimenta cambio en los números de oxidación, no es una reacción “redox”. Ahora tenemos algunos ejemplos de
reacciones que no son “redox”.
Na2+1 O -2 + H2+1 O-2
Na+1 O-2 H+1
Mg+20-2 + H2+10-2
Ag+1N+503-2 + Na+1Cl-1
Mg+2(O -2 H+1)2
Ag+1 Cl-1 + Na+1
+
N+5 O3-2
REGLAS PARA BALANCEAR ECUACIONES “REDOX” POR EL MÉTODO DEL
NÚMERO DE OXIDACIÓN.
1.- Se escribe la ecuación:
NH3 + CuO
H2O + N2 + Cu
2.- Anotar los números de oxidación de cada átomo en la ecuación (aplicando las reglas antes descritas).
-3 +1
NH3 +
+2 -2
Cu O
+1 -2
H 2O +
0
N2
0
+ Cu
3.- Anotar como una semirreacción los átomos que sufrieron cambios en sus números de oxidación de los reactantes a los
productos, indicando de cuanto fue el cambio y donde sucede la oxidación y reducción, así como indicar cual es el agente oxidante y
cual el agente reductor.
-3
N
0
N
+2
Cu
N se oxida (agente reductor)
0
Cu
Cu se reduce (agente oxidante)
4.- Anotar abajo de los átomos que sufrieron cambio, el número de cambio (generalmente) del lado de los productos).
NH3
+
CuO
H2O
+
N2
+
Cu
3
2
Dentro de éste paso; si hubiese subíndices en los átomos, multiplicarlos por el número de electrones ganados o perdidos,
tratando de simplificar si existe la posibilidad.
NH3 +
Cu O
H 2O
+
N2 + Cu
3x2=6
2
Simplificando
3
1
5.- Los números resultantes finalmente, son los coeficientes buscados en forma cruzada, esto es el número final del agente
reductor será coeficiente del agente oxidante y viceversa (recuerde que cuando se tiene un coeficiente igual a 1, éste no se escribe,
como se indica en el siguiente ejercicio).
NH3 +
Cu O
H 2O
+
N2
+ 3Cu
6.- Una vez que se han encontrado los coeficientes de los átomos que se oxidan y se reducen, los demás se encuentran por
tanteos teniendo en cuenta que, los primeros coeficientes encontrados no se pueden modificar.
2NH3 + 3Cu O
3H2O
+
N2
+ 3Cu
Ejemplo:
Balancear la siguiente reacción por oxido-reducción.
1.-
P
+
2.-
0
P
3.-
0
P
HNO3
+
+1+5-2
HNO3
+
H2 O
+1-2
H2 O
+
+2-2
NO +
H3PO4
+1+5-2
H3PO4
+5
se oxida pierde 5e- (agente reductor)
P
+5
N
+2
N se reduce gana 3e- (agente oxidante)
4.-
P
+
HNO3
+
5.-
P
+
HNO3
+
6.-
3P
Notas:
a)
b)
NO +
+
5HNO3
H2 O
H2 O
+
NO +
3
H3PO4
5
5 NO +
3H3PO4
2H2 O
5NO +
3H3PO4
No será extraño encontrar que un mismo átomo pueda sufrir simultáneamente la oxidación y la reducción.
Cuando al complementar la ecuación por tanteos la ecuación no se ajusta, será necesario cambiar los coeficientes encontrados en el proceso de
óxido- reducción (y como se mencionó que éstos ya no pueden variar), se recomienda cambiar los coeficientes encontrados del lado de los
reactantes.
Ejemplos:
Balancear la siguiente ecuación por REDOX.
Cl2
+
KOH
KClO3 +
KC1
+
H2O
0
Cl2
+
+ 1-2+1
KOH
+1+5-2
KClO3 +
+1-1
KC1
+
+1-2
H2O
0
C1
+5
C1
0
C1
-1
Cl
se oxida, pierde 5e- (agente reductor)
se reduce, gana 1e- (agente oxidante)
Cl2
+
KOH
KClO3 +
5
KC1
1
Cl2
+
KOH
KClO3 +
5 KC1
3Cl2
+
6KOH
KClO3 +
+
H2O
+
5KC1
H2O
+
3H2O
Balancear la siguiente ecuación por REDOX.
HNO3 + As2O3 + H2O
+1+5-2
+3-2
+1-2
H N O3 + As2O3 + H2O
H3AsO4
+1+5-2
H3AsO4
+
NO2
+
+4-2
NO2
+5
N
+4
N
se reduce gana le- (agente oxidante)
+3
As
+5
As
se oxida pierde 2e- (agente reductor)
HNO3 + As2O3 + H2O
H3AsO4
2
+
NO2
1
HNO3 + As2O3 + H2O
H3AsO4
+ 2 NO2
Se observa inmediatamente que la ecuación no se podrá balancear ya que el número uno en el As del lado de los productos es inamovible, y del lado de
los reactantes el As tienen dos átomos.
Cambiar los números al lado de los reactantes.
HNO3 + As2O3 + H2O
2x2=4
H3AsO4
4HNO3 + As2O3 + H2O
2 H3AsO4
+
NO2
+ 4 NO2
EJERCICIO Balancea las siguientes ecuaciones por el método de número de oxidación (REDOX).
a)
H2S + HNO3
H2S04 + NO
b) KMnO4 + HC1
c)
Cu + HNO3
d) KMnO4
+
+
KC1 + MnCl2 + Cl2 + H2O
CU(NO3)2 + NO
H2SO4 + H2S
H20
+
H2O
K2SO4 + MnSO4 + H2O + S
e)
HNO3 + I2
HIO3 +
f)
Zn + HNO3
Zn(NO3)2
EJERCICIO 1
NO2 +
+
H2O
NH4 NO3 +
H2O
En los espacios en blanco escribe la palabra o palabras que completen correctamente el enunciado.
Si un átomo pierde electrones, se_____________________________________________________________
Si un átomo gana electrones, se_______________________________________________________________