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Guia de Balanceo Redox

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Guia de Balanceo Redox

  1. 1. Balanceo Significa buscar un punto de equilibrio entre las dos partes de una ecuación química. Para poder lograr esto se debe igualar la cantidad de átomos de cada elemento que está en los reactivos a los que están en los productos o viceversa. Existen varios métodos para balancear una ecuación química solo para nombrar algunos están: Método de Tanteo. Método Ion-electrón. Método Redox. El método que vamos a trabajar y explicar en esta guía es el método Redox (oxidación-reducción), estas son las reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. Una reacción de oxido-reducción se refiere a la pérdida y ganancia de electrones en una reacción, es decir el desprendimiento o absorción de energía. Para entender esto debemos conocer algunos conceptos básicos como: OXIDACIÓN: es cuando un elemento pierde electrones originando que aumente su número de oxidación. REDUCCIÓN: es cuando un elemento gana electrones, originando que disminuya su número de oxidación. Por ejemplo: si un numero de oxidación cambia de +2 a +6 o de -5 a 0, es oxidación y si cambia de +7 a +3 o de 0 a -2, es reducción. átomos de un elemento en un compuesto, así como determinar la cantidad de número de oxidación de cada elemento. Numero de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha 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
  2. 2. ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados. Reglas para asignar número de oxidación La asignación de los números de oxidación se basa principalmente en el principio de que en toda formula química la suma algebraica de los números de oxidación es igual a cero. Por lo que se crearon ciertas reglas: 1. Los elementos no combinados, en forma de átomos o moléculas tienen un número de oxidación igual a cero. Por ejemplo: 2. El hidrógeno en los compuestos de los cuales forma parte, tiene como número de oxidación +1. Ejemplo:  En los hidruros metálicos el número de oxidación es -1. 3. Cuando hay oxigeno presente en un compuesto o ion, el numero de oxidación es de -2.ej:  En los peróxidos el número de oxidación del oxigeno es -1: H2O2 -1.  El oxigeno tiene numero de oxidación +2 en el F2O porque el F es mas electronegativo que el oxigeno. 4. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Ej: 5. Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando están combinados con el hidrogeno o con metales:  Los números de oxidación de los no metales pasan a ser positivos cuando se combinan con el oxigeno, excepto en los peróxidos. Pasos para establecer el número de oxidación Paso 1: Anotar encima de la formula los números de oxidación de aquellos elementos con números de oxidación fijo, el elemento el cual no se conoce el numero de oxidación se le asigna valor de “x” y así construimos una ecuación igualándola a cero.
  3. 3. Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números de oxidación conocidos. Paso 3: Sustituir los átomos por los valores obtenidos e igualar la suma a cero, luego despejar X y calcular su valor, este será el numero de oxidación faltante. El mismo procedimiento se aplicará en el caso de los iones, con la diferencia que la suma algebraica debe tener como resultado el número de carga del ión, es decir que en vez de igualarla a cero se iguala a la carga del Ion. Para aplicar este método se pueden seguir los siguientes pasos: 1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor 2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente forma: 3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe multiplicarse por 2. 4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2. Red: 1elec. X 2=2 Ox: 2 elec X 2= 4 El oxigeno se oxida y el hidrogeno se reduce. Los electrones que pierde el oxigeno, los gana el hidrogeno.
  4. 4. 5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación: 6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno: 7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua: Facilitador: Manuel Acosta

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