Átomos Y Especies Quimicas

1. Byron Omar Sucup Pineda
William Basilio Sermeño Anavisca
Enner Manuel Rucal Samayoa

4. Molécula
En química, se llama molécula a un conjunto de al menos dos
átomos enlazados covalente que forman un sistema estable y
eléctricamente neutro.[][]
Casi toda la química orgánica y buena parte de la química
inorgánica se ocupan de la síntesis y reactividad de
moléculas y compuestos moleculares. La química física y,
especialmente, la química cuántica también estudian,
cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad
de las moléculas. La bioquímica está íntimamente relacionada
con la biología molecular, ya que ambas estudian a los seres
vivos a nivel molecular. El estudio de las interacciones
específicas entre moléculas, incluyendo el reconocimiento
molecular es el campo de estudio de la química supra
molecular. Estas fuerzas explican las propiedades físicas
como la solubilidad o el punto de ebullición de un compuesto
molecular.
Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas,
salvo en gases enrarecidos y en los gases nobles. Así,
pueden encontrarse en redes cristalinas, como el caso de las
moléculas de H2O en el hielo o con interacciones intensas
pero que cambian rápidamente de direccionalidad, como en el
agua líquida. En orden creciente de intensidad, las fuerzas
intermoleculares más relevantes son: las fuerzas de Van der
Waals y los puentes de hidrógeno. La dinámica molecular es
un método de simulación por computadora que utiliza estas
fuerzas para tratar de explicar las propiedades de las
moléculas
 Estado de oxidación
Enlace iónico. Un átomo dona electrones a otra especie, y al tener
cargas opuestas se atraen mutuamente.
En un enlace covalente apolar ambos átomos comparten el p
ar de electrones para cumplir la regla del octeto, no obstante el de
mayor electronegatividad -en este caso el carbono- los atrae
más fuertemente y se recibe una carga parcial negativa (-);
por el contrario, el otro átomo -el hidrógeno- está más alejado
del par de electrones y se carga parcialmente de forma
positiva (δ+). El EO busca cuantificar y explicar esta
interacción: el carbono tiene un EDO de -4 y cada hidrógeno
+1 y al sumarlos da la carga de la molécula (0).
En química, el estado de oxidación es indicador del grado de
oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u
otra especie química. Formalmente, es la carga eléctrica
hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces a
elemento distintos fueran 100% iónicos. El EO es
representado por números, los cuales pueden ser positivos,
negativos o cero. En algunos casos, el estado de oxidación
promedio de un elemento es una fracción, tal como +8/3 para
el hierro en la magnetita (Fe3O4). El mayor EO conocido es
+8 para los peróxidos de rutenio, xenón, osmio, iridio, hassio
y algunos complejos de plutonio, mientras que el menor EO
conocido es -4 para algunos elementos del grupo del carbono
(grupo IVA).

5. Nomenclatura
La nomenclatura química (del latín nomenclatura) es un conjunto
de reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar todos los
elementos y los compuestos químicos. Actualmente la IUPAC
(Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, en inglés
International Unión of Puré and Applied Chemistry) es la
máxima autoridad en materia de nomenclatura química, la
cual se encarga de establecer las reglas correspondientes
Nomenclatura de stock:
La nomenclatura de stock se realiza indicando el número de
valencia del elemento metálico entre paréntesis y en números
romanos, precedido por la expresión "peróxido de" +
elemento metálico.
Ejemplo:
Cu2O2: peróxido de cobre (I)
Ti2 (O2)3: peróxido de titanio (III)
En el caso de aquellos elementos metálicos que sólo actúan con
una valencia no es necesario indicarl
Li2O2: peróxido de litio en lugar de peróxido de litio (I)
Nomenclatura sistemática:
En esta nomenclatura se indica mediante prefijos numéricos
seguidos de la expresión óxido + el prefijo correspondiente
junto al elemento metálico.
Ejemplos:
Li2O2: peróxido de dilitio
Ti2 (O2)3: triperóxido de dititanio
Ti (O2): peróxido de titanio, no se indica el prefijo mono
cuando sólo existe un átomo del elemento metálico.

6. Compuestos binarios tipo I
Se forman por un metal y un no metal; se conocen como sales. En este tipo de
compuesto se tiene un catión monoatómico y un anión monoatómico. Los
compuestos principales de este tipo son los óxidos, los hidruros, los
halogenuros, los sulfuros, los peróxidos, los su peróxidos, los acetiluros, los
nitruros, los selenuros y las azidas, estos pertenecen a elementos metálicos
del grupo 1 y 2 o de elementos que forman un solo catión.
Reglas del compuesto binario I
Los cationes siempre toman el nombre del elemento que los formó.
El nombre de los aniones se compone con la primera parte del nombre del
elemento que los forma, mas el sufijo –uro.
Se escribe primero el nombre del anión, luego la preposición “de” y al final el
nombre del catión.
Compuestos binarios tipo II
También se componen por dos elementos, un metal y un no metal; sin embargo,
en éstas el metal generador del catión puede formar cationes metálicos con
diferentes valores de carga positiva. De esta forma estos compuestos son
aquellos que contienen un anión monoatómico y un catión monoatómico
cuyo elemento metálico puede formar más de un tipo de catión. En este
grupo se incluyen todas las sales formadas por un elemento metálico y uno
no metálico. Al igual que en los compuestos binario tipo I encontraremos
óxidos, hidruros, peróxidos, superóxidos, halogenuros, sulfuros, disulfuros,
acetiluros, nitruros, seleniuros y azidas.
 Reglas del compuesto binario II
Como la carga de los cationes puede tener más de un valor,
la magnitud de ésta deberá especificarse con un número
romano entre paréntesis delante del nombre del elemento que
los formó.
Los aniones siguen la misma regla que para los compuestos
binarios tipo I.
Siempre se debe nombrar primero al anión, seguido del
nombre del catión y unirlos por la preposición “de”.
Compuestos binarios tipo III
Son sustancias formadas por la unión de dos elementos no
metálicos, en este grupo de compuestos encontramos a los
óxidos no metálicos y a los halogenuros sulfuros de no
metales. En general, presentan enlaces covalentes y forman
moléculas.
Compuestos oxigenados
Se denominan compuestos oxigenados aquellos que están
constituidos por carbono, hidrógeno y oxígeno.
El oxígeno es un elemento cuyos átomos tienen ocho protones
en su núcleo y ocho electrones, dispuestos así: dos
electrones en el nivel interno y seis en el externo. Así puede
formar enlaces covalentes ya sean simples o dobles. Esta
capacidad de combinación del oxígeno da la posibilidad de
crear nuevos conjuntos de grupos carbonados. Dependiendo
de su grupo funcional, estos pueden ser
 Alcoholes
 Fenoles
 Éteres
 Aldehídos
 Cetonas
 Ácidos

7. OXIDO
Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios
átomos de oxígeno (el cual, normalmente, presenta un estado
de oxidación -2),[1] y otros elementos. Existe una gran
variedad de óxidos, los cuales se presentan en los 3
principales estados de agregación de la materia: sólido,
líquido y gaseoso, a temperatura ambiente. Casi todos los
elementos forman combinaciones estables con oxígeno y
muchos en varios estados de oxidación. Debido a esta gran
variedad las propiedades son muy diversas y las
características del enlace varían desde el típico sólido iónico
hasta los enlaces covalentes.
Por ejemplo, son óxidos óxido nítrico (NO) o el dióxido de
nitrógeno (NO2). Los óxidos son muy comunes y variados en
la corteza terrestre. Los óxidos no metálicos también son
llamados anhídridos porque son compuestos que han perdido
una molécula de agua dentro de sus moléculas. Por ejemplo,
al hidratar anhídrido carbónico en determinadas condiciones
puede obtenerse ácido carbónico:
CO2 + H2O → H2CO3
En general, los óxidos se pueden sintetizar directamente mediante
procesos de oxidación; por ejemplo, óxidos básicos con
elementos metálicos (alcalinos, alcalinotérreos o metales de
transición) como el magnesio:
2Mg + O2 → 2 MgO;
O bien óxidos ácidos con elementos no metálicos, como el fósforo:
P4 + 5O2 → 2 P2O5
Peróxidos
Los peróxidos consisten en combinaciones binarias del oxígeno
junto a ciertos metales. Son derivados de óxidos que
contienen la agrupación -O-O-, O2
2- llamado ión peróxido.
Formulación de los peróxidos
Los peróxidos se formulan utilizando la valencia del oxígeno -1 ya
que los dos oxígenos comparten una pareja de electrones por
los que en este grupo de elementos no se pueden simplificar
las valencias.
La fórmula de los peróxidos es del tipo X2(O2)n (donde X es el
elemento metálico, O es oxígeno y n es la valencia del
elemento metálico).
Nomenclatura de los peróxidos
Nomenclatura tradicional: la nomenclatura tradicional de los
peróxidos se nombra con la palabra peróxido seguida del
elemento metálico teniendo en cuenta la valencia del
elemento metálico. Los sufijos utilizados siguen el siguiente
criterio:
Una valencia: Peróxido ... ico
Li+1 + O2
-2 » Li2O2: peróxido lítico
Dos valencias:
Menor valencia: Peróxido ... oso
Cu+1 + O2
-2 » Cu2O2: peróxido cuproso
Mayor valencia: Peróxido ... ico
Cu+2 + O2
-2 » Cu2(O2)2 » CuO2: peróxido cúprico
Tres valencias:
Menor valencia: Peróxido hipo ... oso
Ti+2 + O2
-2 » Ti2(O2)2 » Ti(O2): peróxido hipotitanioso,
dejamos los paréntesis para no confundir con óxido
de titanio (IV)
Valencia intermedia: Peróxido ... oso
Ti+3 + O2
-2 » Ti2(O2)3: peróxido titanioso
Mayor valencia: Peróxido ... ico
Ti+4 + O2
-2 » Ti2(O2)4 » Ti(O2)2: peróxido titánico

8. Anhídridos
CONCEPTO DE ANHÍDRIDOS
Los Anhídridos también llamados óxidos no metálicos u óxidos
ácidos son compuestos que están formados en su estructura
por un no metal y oxígeno. Ejemplo:
Cl2O7
El número de oxidación del oxígeno es -2 y el número de
oxidación del cloro es +7 recuerda que al cruzarlo quedan
como subíndices y sin el signo.
NOMENCLATURA DE ANHÍDRIDOS
Para nombrar a estos compuestos, se antepone la palabra
anhídrido seguido del nombre del no metal correspondiente
teniendo en cuenta la terminación según el valor de su
valencia. Para entenderlo vamos a usar el siguiente cuadro
en el cual, en la parte superior se encuentra el número
romano que indica el grupo de la tabla periódica donde se
encuentra el
Elemento no metálico y que número de oxidación se le va asignar
de acuerdo con el nombre que corresponda.
OBTENCIÓN DE ANHÍDRIDOS
Los anhídridos se obtienen al combinar un no metal con el
oxígeno
PROPIEDADES DE ANHÍDRIDOS
Los anhídridos u óxidos no metálicos son llamados también óxidos
ácidos, porque al combinarse con agua forman oxácidos.
EJEMPLO DE USOS
1) Anhídrido:
Carbónico (CO2)
Se utiliza como agente extintor eliminando el oxígeno para el
fuego.
En Industria Alimenticia, se utiliza en bebidas carbonatadas
para darles efervescencia.
2) Monóxido de Carbono (CO)
Agente reductor en operaciones metalúrgicas, manufactura
de muchos productos químicos incluyendo metanol. Ácido
acético, fosgeno, combustibles, constituyente del gas de
síntesis.
3) SO2: (DIÓXIDO DE AZUFRE) Se usa en la obtención del ácido
sulfúrico, preservativo de alimentos, en la industria de vinos,
como anti fungicida, en la elaboración del vino, es importante
añadir SO2 para evitar la oxidación.
4) SO3: (TRIÓXIDO D AZUFRE) Obtención industrial del ácido
sulfúrico.
5) Dióxido de nitrógeno (NO2)
Obtención del ácido nítrico.
6) El óxido de nitrógeno (II) Oxido nítrico o monóxido de
nitrógeno (NO) en el sistema cardiovascular.

9. Compuesto binario
Un compuesto binario es un compuesto químico formado por
átomos de sólo dos elementos, como en el caso del agua,
compuesta por hidrógeno y oxígeno. Se distinguen dos
grupos principales de compuestos binarios:
Los compuestos iónicos binarios, donde se incluyen las sales
binarias, los óxidos metálicos (anhídridos básicos) y los
hidruros metálicos.
Los compuestos covalentes binarios, donde se incluye los óxidos
de no metal (anhídridos ácidos) y los halogenuros de no
metal.
1 Compuestos binarios tipo I
1.1 Reglas del compuesto binario I
2 Compuestos binarios tipo II
2.1 Reglas del compuesto binario II
3 Compuestos binarios tipo III
3.1 Reglas del compuesto binario III
4 Sales binarias
4.1 Nomenclatura de las sales binarias
5 Véase también
Compuestos binarios tipo I
Se forman por un metal y un no metal; se conocen como sales. En
este tipo de compuesto se tiene un catión monoatómico y un
anión monoatómico. Los compuestos principales de este tipo
son los óxidos, los hidruros, los halogenuros, los sulfuros, los
peróxidos, los superóxidos, los acetiluros, los nitruros, los
selenuros y las azidas, estos pertenecen a elementos
metálicos del grupo 1 y 2 o de elementos que forman un solo
catión.
Las reglas de nomenclatura de este tipo de compuesto son
diferentes a los demás tipos.
El elemento situado a la derecha de la fórmula debe renombrarse
como si fuera un anión.
El elemento situado a la izquierda de la fórmula se nombra con el
nombre del elemento.
Para indicar cuántos átomos de cada tipo conforman al compuesto
se usan prefijos numerales como mono-, di-, tri-, tetra-, penta-
, entre otros.
Siempre se debe mencionar primero al elemento a la derecha de
la fórmula, luego la preposición “de” y, para terminar, el
nombre del elemento a la izquierda.
El prefijo mono- no debe usarse junto al nombre del elemento
ubicado a la izquierda de la fórmula; así, el CO no debe
llamarse monóxido de mono-carbonato.
Sales binarias
Las sales binarias son compuestos que se forman por la unión de
un elemento metálico con un elemento no metálico. Su
fórmula general es: MX donde M es el elemento metálico, i es
la valencia del no metal, X es el elemento

10. Hidrogenación
Ejemplo de una reacción de hidrogenación: adición de
hidrógeno al ácido maléfico para convertirse en
ácido succínico, la reacción se lleva a cabo a
presión (3 atm) catalizada por paladio.[]
La hidrogenación es un tipo de reacción química
(redox) cuyo resultado final visible es la adición de
hidrógeno (H2) a otro compuesto. Los objetivos
habituales de esta reacción son compuestos
orgánicos insaturados, como alquenos, alquinos,
cetonas, nitrilos, y aminas. La mayoría de las
hidrogenaciones se producen mediante la adición
directa de hidrógeno diatónico bajo presión y en
presencia de un catalizador.
Un ejemplo típico de hidrogenación es la adición de
hidrógeno a los dobles enlaces, convirtiendo los
alquenos en alcanos.
La hidrogenación tiene importantes aplicaciones en la
industria farmacéutica, petroquímica y alimentaria
O no metálico y j es la valencia del metal.
Ácido
Un ácido es considerado tradicionalmente como cualquier
compuesto químico que, cuando se disuelve en agua,
produce una solución con una actividad de catión hidronio
mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se
aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus
Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron
independientemente un ácido como un compuesto que dona
un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado
base). Algunos ejemplos comunes son el ácido acético (en el
vinagre), el ácido clorhídrico (en el Salfumant y los jugos
gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la aspirina), o el ácido
sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas
ácido/base se diferencian de las reacciones redox en que, en
estas últimas hay un cambio en el estado de oxidación. Los
ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases,
dependiendo de la temperatura y también pueden existir
como sustancias puras o en solución.
A las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se
les denomina ácidas

11. Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de
hidrógeno y de otro elemento químico,[1] pudiendo ser este
metal o no metal. Existen dos tipos de hidruros: los metálicos
y los no metálicos (hidrácidos).
1 Estado de oxidación
2 Hidruros no metálicos
2.1 Hidruros no metálicos de carácter ácido
2.2 Compuestos Especiales
3 Hidruros metálicos
4 Véase también
5 Referencias
Estado de oxidación
En un hidruro metálico el estado de oxidación del Hidrógeno es -1;
mientras que en un hidruro no metálico, el estado de
oxidación del Hidrógeno es +1.
Además en disolución acuosa pueden aparecer el catión H+
(usualmente en la forma H3O+) y H-. Sin embargo, el catión
H2+ no puede existir físicamente ya que el hidrógeno sólo
dispone de un electrón de valencia. Por otra parte el
tratamiento riguroso de la mecánica cuántica predice que el
anión H2- tampoco puede existir, aunque por razones
diferentes relacionadas con el ha miltoniano cuántico de un
Hidruros no metálicos
Son compuestos formados por hidrógeno y un elemento no
metálico. El no metal siempre actúa con su menor número de
valencia., por lo cual cada uno de ellos forma un solo hidruro
no metálico. Generalmente se encuentran en estado gaseoso
a la temperatura ambiente. Algunos manifiestan propiedades
ácidas, tales como los hidruros de los elementos flúor, cloro,
bromo, yodo, azufre, selenio y telurio; mientras que otros no
son ácidos, como el agua, amoníaco, metano, silanos, etc.
Hidruros no metálicos de carácter ácido
Se formulan escribiendo primero el símbolo del hidrógeno y
después el del elemento. A continuación se intercambian las
valencias. Los elementos flúor, cloro, bromo y yodo se
combinan con el hidrógeno con valencia -1, y los elementos
azufre, selenio y telurio lo hacen con valencia -2.
Se nombran añadiendo la terminación -uro en la raíz del nombre
del no metal y especificando, a continuación, de hidrógeno.
La siguiente tabla recoge algunos ejemplos de hidruros no
metálicos:

12. Hidrocarburo
Algunos hidrocarburos. De arriba a abajo: etano, tolueno, metano,
eteno, benceno, ciclohexano y decano.
Los hidrocarburos son compuestos orgánicos formados
únicamente por átomos de carbono e hidrógeno. La
estructura molecular consiste en un armazón de átomos de
carbono a los que se unen los átomos de hidrógeno. Los
hidrocarburos son los compuestos básicos de la Química
Orgánica. Las cadenas de átomos de carbono pueden ser
lineales o ramificadas y abiertas o cerradas. Los que tienen
en su molécula otros elementos químicos (heterotermos), se
denominan hidrocarburos sustituidos.
Los hidrocarburos se pueden clasificar en dos tipos, que son
alifáticos y aromáticos. Los alifáticos, a su vez se pueden
clasificar en alcanos, alquenos y alquinos según los tipos de
enlace que unen entre sí los átomos de carbono. Las
fórmulas generales de los alcanos, alquenos y alquinos son
CnH2n+2, CnH2n y CnH2n-2, respectivamente
Refinería en California.

13. COMPUESTOS BINARIOS SIN OXIGENO E HIDROGENO
Están formados por átomos de dos elementos diferentes. Se
escribe primero el menos electronegativo
FAMILIAS DE COMPUESTOS:
Si bien hemos visto alguna forma de clasificar a los compuestos
agrupándolos en moléculas simples o compuestas; en
compuestos binarios, ternarios o poliatómicos, estas
clasificaciones nos sirven de gran ayuda en la escritura de las
fórmulas, pero es poca la información que nos brindan sobre
las propiedades tanto físicas como químicas de un
compuesto, es por ello que resulta indispensable una
clasificación que los agrupe de acuerdo a sus propiedades
químicas; para tal efecto surgen las siguientes familias:
OXIDOS:
Son compuestos binarios formados por la combinación del
oxígeno con otro elemento, si el elemento es un metal se le
conoce como oxido metálico o también como Oxido básico.
En el caso de que fuera un no metal se le denomina oxido no
metálico u oxido acido, y en ocasiones a algunos se les
puede denominar anhídridos.
NOMENCLATURA:
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS CON OXIGENO
OXIDOS:
Esta familia de sustancias reúne sólo a compuestos binarios. Son
OXIDOS BASICOS
cuando el segundo elemento es un metal
Algunos ejemplos:
Al2O3óxido de aluminio
Na2Oóxido de sodio
FeO óxido de fierro (II) u óxido ferroso
CrO3 óxido de cromo (VI) u óxido crómico
CuO óxido de cobre (II) u óxido cúprico
Hg2Oóxido de mercurio (I) u óxido mercuroso
Son OXIDOS ACIDOS cuando el segundo elemento es un NO
METAL.
CO óxido de carbono (II) o monóxido de carbono
N2O3 óxido de nitrógeno (III) o trióxido de dinitrógeno
Cl2O3 óxido de cloro (III) o trióxido de dicloro
SO2 óxido de azufre (IV) o dióxido de azufre
P2O5 óxido de fósforo (V) o pentaóxido de difósforo
Br2O7 óxido de bromo (VII) o heptaóxido de dibromo

14. Arma de bronce con el nombre de Ramsés II.
El bronce fue una de las primeras aleaciones que descubrió la
humanidad, dando origen a la histórica Edad del Bronce. El
bronce es una aleación de el Cobre y el Estaño.
Una aleación es una combinación, de propiedades metálicas, que
está compuesta de dos o más elementos, de los cuales, al
menos uno es un metal.[]
Las aleaciones están constituidas por elementos metálicos como
Fe (hierro), Al (aluminio), Cu (cobre), Pb (plomo), ejemplos
concretos de una amplia gama de metales que se pueden
alear. El elemento aleante puede ser no metálico, como: P
(fósforo), C (carbono), Si (silicio), S (azufre), As (arsénico).
Mayoritariamente las aleaciones son consideradas mezclas, al no
producirse enlaces estables entre los átomos de los
elementos involucrados. Excepcionalmente, algunas
aleaciones generan compuestos químicos.
BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS
Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además
de escribir correctamente todas las especies participantes
(nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de
reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda
de los reactivos o de los productos. El balanceo de
ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la
ecuación, para mantener la Ley de Lavoisier.
Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el
número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de
productos.
H2 + O2 ® H2O
Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar
coeficientes y de esta forma queda una ecuación balanceada.
2 H2 + O2 ® 2 H2O
Nota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica
a los subíndices y cuando él cuando el coeficiente es igual a 1
"se omite" por lo que el número de átomos es igual al
subíndice.
Los métodos más comunes para balancear una ecuación son:
Tanteo, Algebraico y Redox.

15. Tanteo
Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las
especies.
Ejemplo:
CaF2 + H2SO4 ® CaSO4 + HF
Ecuación no balanceada
El número de F y de H esta des balanceado, por lo que se
asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la
derecha.
CaF2 + H2SO4 ® CaSO4 + 2 HF
Ecuación balanceada
Ejemplo:
K + H2O ® KOH + H2
Ecuación no balanceada
El número de H esta des balanceado, por lo que se asignará (al
azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la
izquierda.
K + 2 H2O ® KOH + H2
Ecuación no balanceada
Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad
de oxígenos quedó des balanceada, por lo que ahora se
ajustará el hidrógeno y el oxígeno.
K + 2 H2O ® 2 KOH + H2
Ecuación no balanceada
El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que
el balanceo se termina ajustando el número de potasios.
2 K + 2 H2O ® 2 KOH + H2
Algebraico
Este método es un proceso matemático que consistente en
asignar literales a cada una de las especies, crear ecuaciones
en función de los átomos y al resolver las ecuaciones,
determinar el valor de los coeficientes.
Ecuación a balancear:
FeS + O2 ® Fe2O3 + SO2
Los pasos a seguir son los siguientes:
Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la
ecuación:
2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer
cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la
variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en
productos, pero en función de las literales donde se localizan
las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C.
El símbolo produce (®) equivale al signo igual a (=).
Fe A = 2C
S A = D
O 2B = 3C + 2D
Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos
permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal
o variable) y obtener después el valor de las demás variables.
Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna
el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2,
de tal forma que al sustituir el []valor en la primera ecuación se
encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la
segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en
la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para
encontrar el valor de B.

16. Redox
Se conoce como estado elemental la forma en que se
encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con
otro elemento), puede ser atómico como el metal (Al),
diatónico como los gases o halógenos (O2) y poli atómicos
(S6).
Como los elementos puros no están combinados se dicen que no
tienen valencia, por lo que se creó el concepto "número de
oxidación”, que para los átomos de los elementos tiene el
valor de cero (0).
Es decir cuando se trata de una reacción de Redox, el
número de oxidación de los átomos de los compuestos
equivale a su valencia, mientras que los átomos de los
elementos tienen número de oxidación cero, por ejemplo:
Na + H2O ® NaOH + H2
Na0 + H+1
2O-2 ® Na+1O-2H+1 + H0
2
Redox
Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números
de oxidación de algunos átomos cambian al pasar de
reactivos a productos. Redox proviene de las palabras
Reducción y Oxidación. Esta reacción se caracteriza porque
siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce.
Oxidación.
Es la pérdida de electrones que hace que los números de
oxidación se incrementen.
Reducción.
Ganancia de electrones que da lugar a que los números de
oxidación se disminuyan.
Para la reacción anterior: Na0 ® Na+1 Oxidación
H+1
2
® H0
2 Reducción
Para expresar ambos procesos, se utilizan hemirreacciones donde
se escriben las especies cambiantes y sobre las flechas se
indica el número de electrones ganados y/o perdidos.
BALANCEO REDOX
Las reglas para el balanceo redox (para aplicar este método,
usaremos como ejemplo la siguiente reacción) son:
K2Cr2O7 + H2O + S ® SO2 + KOH + Cr2O3
1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y
observar cuáles son las que cambian.
K+1
2Cr+6
2O-2
7 + H+1
2O-2 + S0 ® S+4O-2
2 + K+1O-2H+1 + Cr+3
2O-2
3
2. Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción,
cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se
escribe con él en la hemirreacción (por ejemplo el Cr2 en
ambos lados de la reacción) y si es necesario, balancear los
átomos (en este caso hay dos átomos de cromo y uno de
azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de
no ser así se colocan coeficientes para balancear las
hemirreacciones) y finalmente indicar el número de electrones
ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y
al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de
0 a +4 pierde 4 electrones).