Química II

CECyT 13 “Ricardo Flores Magón”

UNIDAD 1

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

DICROMATO DE POTASIO 1

¿Qué sería de C.S.I. sin la ciencia? ¿Y de la policía sin la química?: por ejemplo el examen (temido por algunos) para el control de alcohol (alcoholímetro) basa su funcionamiento en el diferente color que un oxidante tiene en su forma normal y en su forma reducida. El dicromato de potasio, por ejemplo, pasará de su color amarilloanaranjado al delatador verde, si encuentra etanol (alcohol) que oxidar en el aliento del que hace la prueba.

Los alimentos y los combustibles fósiles tienen mucha energía, la que se libera a través de reacciones de óxido reducción, estas reacciones también se requieren para obtener hierro y otros metales a partir de minerales pero estos se pierden a través del tiempo por la corrosión, producto de una oxidación lenta. Siempre que hay una oxidación1 se lleva a cabo una reducción2 y viceversa, no se puede tener una sin la otra. Todas las formas de vida dependen de los procesos redox, los procesos metabólicos que tienen lugar en toda célula viva implican este tipo de reacciones. Una reacción se representa por medio de una ecuación química, en la ecuación química se emplean símbolos para representar lo que sucede en la reacción. A las sustancias presentes al inicio de una reacción se les llama reactivos y las sustancias que producen la reacción se les llama productos. En una reacción química no se pierden ni se ganan átomos, la materia se conserva, la misma cantidad de elementos que hay al inicio de la reacción se conserva al final de la misma, por lo tanto el número de átomos de cada elemento debe ser igual en ambos lados de la ecuación, cuando se hace esto se dice que se ha balanceado una ecuación química

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El concepto de oxidación en general se puede expresar, diciendo que ocurre cuando un átomo que es inestable, pierde un electrón, cosa que permite que dicho átomo pueda formar un compuesto nuevo con otros elementos 2 Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones

Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego

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Para balancear una ecuación química existen varios métodos: por tanteo, por óxido reducción, por el método algebraico, por ión-electrón, etc. El método para balancear las ecuaciones más sencillas es el de Tanteo, para hacerlo se propone uno de los coeficientes y a partir de él se balancea la ecuación, aunque esto es aplicable solamente al tipo de reacciones en las que fácilmente se encuentran los coeficientes y en donde los elementos no cambian su número de oxidación. Debemos tomar en cuenta que los coeficientes afectan a todo el compuesto. Por ejemplo: Para balancear la siguiente ecuación por tanteo Al (OH)3 + HNO3

Al (NO3)3 + H2 O

Se propone un coeficiente y se equilibran los elementos que no son ni H ni O. Se propone 3 para el HNO3 porque del lado derecho de la ecuación (en los productos) hay

tres grupos NO3 en el Al (NO3)3 , mientras que en el lado izquierdo (en los reactantes) solo hay uno en el HNO3 por lo que la ecuación queda: Al (OH)3 + 3 HNO3

Al (NO3)3 + H2 O

Si observamos ambos lados de la ecuación y contamos los átomos de cada elemento en cada lado veremos:

Reactantes 1 Al 3 NO3 6 H 3 O

Productos 1 3 2 1

Hay diferencia en el número de H y O de los reactantes con respecto a los productos por lo que se propone poner un coeficiente al H2 O para igualar los H y los O en ambos lados, el número que se propone es 3 que nos da el balanceo correcto de la ecuación. Al (OH)3 + 3 HNO3

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Al (NO3)3 + 3 H2 O

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Si ahora volvemos a contar los átomos veremos que tenemos el mismo número en ambos lados de la ecuación.

Reactantes 1 Al 3 NO3 6 H 3 O

Productos 1 3 6 3

Sin embargo hay ecuaciones que no se pueden balancear por el método de tanteo porque se tardaría mucho tiempo en encontrar los coeficientes correctos y si además cambia el número de oxidación de algunos elementos la ecuación se debe balancear por el método de óxido – reducción. Para poder balancear una ecuación química por el método de óxido-reducción es necesario conocer los números de oxidación de los elementos que forman el compuesto. El número de oxidación también llamado estado de oxidación es un número que se asigna a cada uno de los átomos de un compuesto o a un ión. El número de oxidación representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido el elemento en cuestión.

LAS REGLAS PARA ASIGNAR LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN SON:  A cualquier elemento que se encuentre libre se le asigna un número de oxidación de cero, ejemplo: F20, Li0, O20, Fe0  El hidrógeno tiene número de oxidación +1, excepto en los hidruros metálicos como NaH, LiAlH4, donde el hidrógeno gana un electrón y tiene carga -1.  El oxígeno por lo general tiene número de de – 2, con excepción de los peróxidos como el H2O2 en donde su número de oxidación es – 1.  El Flúor tiene número de oxidación de – 1 en todos sus compuestos, el Cl, el Br, y el I tienen números de oxidación negativos pero cuando se unen al oxígeno tienen número de oxidación positivo.  Los elementos de de las familias IA; IIA y IIIA tienen el número de oxidación igual al +1

+2

+3

número de familia. Ejemplo: Na , Ca , B .

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 En una molécula neutra la suma de los números de oxidación de todos los elementos debe ser cero.  Los números de oxidación para los elementos de las familias IVA a VIIA son: FAMILIA IV A

C

Si

Ge

Sn

Pb

+4 +2 -4

+4 -4

+4 -4

+4 +2

+4 +2

N

P

As

Sb

Pb

+5 +4 +3 +2 +1 -3

+5 +3 -3

+5 +3 -3

+5 +3 -3

+5 +3

O

S

Se

Te

Po

+2 -2 -1

+6 +4 +2 -2

+6 +4 -2

+6 +4 -2

+2

F

Cl

Br

I

At

-1

+7 +5 +4 +3 +2 +1 -1

+5 +3 +1 -1

+7 +5 +1 -1

FAMILIA V A

FAMILIA VI A

FAMILIA VII A

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-1

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Los números de oxidación de los elementos de transición son:

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

+3

+4 +3

+5 +4

+6 +5

+7 +6

+3 +2

+3 +2

+2

+2 +1

+3

+4 +3 +2

+4 +3 +2

+2

Zn +2

Y

Zr

Nb

Mo

Te

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

+3

+4

+5 +4

+6 +4 +3

+7 +6 +4

+8 +6 +4 +3

+4 +3 +2

+4 +2

+1

+2

La

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

AAu

Hg

+3

+4

+5

+6 +5

+7 +6

+8 +4

+4 +3

+4 +2

+3 +1

+2 +1

+4

Los elementos metálicos solo tienen números de oxidación positivos, mientras que los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación tanto positivos como negativos. Las reacciones redox se pueden definir en función del número de oxidación como sigue: Se dice que un elemento se oxida si aumenta su número de oxidación (pierde electrones), si el número de oxidación de un elemento disminuye se dice que se reduce (gana electrones). El compuesto en el que se encuentra el elemento que se oxida recibe el nombre de agente reductor y al compuesto en donde se encuentra el elemento que se reduce se le llama agente oxidante. Si una sustancia gana electrones fácilmente se dice que es un agente oxidante fuerte. Si una sustancia pierde electrones fácilmente se dice que es un agente reductor fuerte.

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En una reacción de óxido- reducción (redox) se transfieren electrones, todos los electrones que se intercambian se deben contar, entonces los procesos de oxidación y reducción deben ocurrir al mismo tiempo en la reacción. Los electrones se pierden y se ganan al mismo tiempo y el número que se pierde debe ser igual al que se gana. Para balancear una ecuación por Óxido – Reducción lo primero que se tiene que hacer es encontrar el elemento que se oxida y el elemento que se reduce en la reacción. Ejemplo: H2 SO4 + HI

S + I 2 + H2O

En la ecuación anterior lo primero que se hace es escribir el número de oxidación a cada uno de los elementos de los reactantes y de los productos.

H2

+1

S+6 O4

-2

0

+ H+1 I-1

S0 + I2

+ H2

+1

O-2

Si observas ambos lados de la ecuación puedes ver que los elementos que cambian su número de oxidación son el S y el I. El S+6 en los reactantes pasa a S0 en los productos, el azufre gana 6 electrones, disminuye su número de oxidación, es decir se reduce. S+6 + 6e-

S0

Semi-reacción reducción

de

El I-1 en los reactantes pasa a I0 en los productos, yodo pierde 2 electrones, aumenta su número de oxidación, es decir se oxida. I

-1

-

– 2e

I2

Semi-reacción de Oxidación.

0

Ahora balanceamos las semi-reacciones escribiendo el número de electrones que gana el S como coeficiente del I y los que perdió el I como coeficiente del S. 2 S+6 + 6e6 I-1 – 2e-

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S0 I2

0

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Los números 2 y 6 se escriben ahora como coeficientes en la ecuación inicial al I y al S para de ellos partir y poder balancear la ecuación. H2 SO4 + HI

2 S + 6 I2 + H2O

Como el número de elementos en ambos lados de la ecuación debe ser igual, entonces debe haber dos átomos de S y 12 átomos de I (el coeficiente 6 se multiplica por el subíndice 2 del yodo lo que da 12 átomos) en los reactantes y en los productos, la ecuación queda entonces: 2H2 SO4 + 12 HI

2 S + 6 I2 + H2O

Si contamos el número de átomos de los elementos en ambos lados de la ecuación tendremos…… Elemento S I O H

Reactantes 2 12 8 16

Productos 2 12 1 2

Observa que mientras el número de átomos de S y I son iguales en ambos lados de la ecuación, los átomos de H y O son diferentes, para poderlos igual tenemos que buscar el número adecuado que se le escribirá como coeficiente al agua para que la ecuación quede balanceada, si observamos la ecuación veremos que el número adecuado es el 8. 2H2 SO4 + 12 HI

2 S + 6 I2 + 8 H2O

Si ahora vuelves a contar el número de átomos en ambos lados de la ecuación veras que hay el mismo número de elementos tanto en los reactantes como en los productos. Elemento S I O H

Reactantes 2 12 8 16

Productos 2 12 8 16

Para que te sea fácil encontrar el número de electrones que un átomo gana o pierde puedes utilizar la siguiente recta.

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+10 +9 +8 +7 +6 +5 +4

+3 +2 +1

OXIDACIÓN

0 -1

-2

-3

-4

-5 -6

-7 -8 -9

REDUCCIÓN

Esta es la manera de balancear una ecuación química usando los números de oxidación de los elementos en los compuestos.

Ing. Q. I. Elda Pizaña Abrego

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