2.4 BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR EL MÉTODO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

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1 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: EJEMPLOS OXIDACIÓN l REDUCCIÓN El fierro reacciona con el cloro de acuerdo con la siguiente ecuación: 2 Fe 0 + 3C1 2 2Fe +3 Cl 3-1 Fe 0 Fe e -1 C e -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 : Al 0 + O 2 Al 2 +3 O 3 Zn 0 + O 2 0 Zn +2 O N +2 O N +4 O 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 + H2 +1 O Na +1 O H +1

2 Mg H 2+10 Mg +2 (O H +1 ) 2 Ag +1 N Na +1 Cl -1 Ag +1 Cl -1 + Na +1 + N +5 O3 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) NH 3 + Cu O H 2 O + N 2 + 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 N N N se oxida (agente reductor) +2 0 Cu 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). NH 3 + CuO H 2 O + N 2 + 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. NH 3 + Cu O H 2 O + N 2 + Cu 3x2=6 2 Simplificando 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). NH 3 + Cu O H 2 O + N 2 + 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. 2NH 3 + 3Cu O 3H 2 O + N 2 + 3Cu Ejemplo: Balancear la siguiente reacción por oxido-reducción.

3 1.- P + HNO 3 + H 2 O NO + H 3 PO P + HNO 3 + H 2 O NO + H 3 PO P P se oxida pierde 5e - (agente reductor) N N se reduce gana 3e - (agente oxidante) 4.- P + HNO 3 + H 2 O NO + H 3 PO P + HNO 3 + H 2 O 5 NO + 3H 3 PO P + 5HNO 3 + 2H 2 O 5NO + 3H 3 PO 4 Notas: a) No será extraño encontrar que un mismo átomo pueda sufrir simultáneamente la oxidación y la reducción. b) 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 C1 C1 se oxida, pierde 5e - (agente reductor) 0-1 C1 Cl se reduce, gana 1e - (agente oxidante) 5 1 Cl 2 + KOH KClO KC1 + H 2 O 3Cl 2 + 6KOH KClO 3 + 5KC1 + 3H 2 O Balancear la siguiente ecuación por REDOX H N O 3 + As 2 O 3 + H 2 O H 3 AsO 4 + NO 2

4 +5 +4 N N se reduce gana le - (agente oxidante) As As se oxida pierde 2e - (agente reductor) 2 1 HNO 3 + As 2 O 3 + H 2 O H 3 AsO NO 2 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. 2x2=4 4HNO 3 + As 2 O 3 + H 2 O 2 H 3 AsO NO 2 EJERCICIO Balancea las siguientes ecuaciones por el método de número de oxidación (REDOX). a) H 2 S + HNO 3 H 2 S0 4 + NO + H 2 0 b) KMnO 4 + HC1 KC1 + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O c) Cu + HNO 3 CU(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O d) KMnO 4 + H 2 SO 4 + H 2 S K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O + S

5 e) HNO 3 + I 2 HIO 3 + NO 2 + H 2 O f) Zn + HNO 3 Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O EJERCICIO 1 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