MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN

Muchas ecuaciones de reacciones redox son fáciles de balancear. Por ejemplo, trata de balancear la siguiente ecuación no balanceada de la reacción redox que ocurre cuando el clorato de potasio se calienta y se descompone para producir cloruro de potasio y oxígeno gaseoso.

Ecuación no balanceada:    KCL O3 (s)  → KCL (s) + O2(g)

Ecuación balanceada: 2KCLO3 (s)  →   2KCL (s)+ 3O2 (g)

Las ecuaciones de otras reacciones redox no son tan sencillas de balancear.

Otro ejemplo:

Cu (s) + HNO3 (ac)     Cu (NO3)2 (ac) + NO2 (g) + H2O (I)

Observa que el oxígeno aparece sólo en un reactivo HNO3+, pero aparece en todos los tres productos. El nitrógeno aparece en el HNO3 y en dos de los productos. Las ecuaciones redox como ésta, en la cual el mismo elemento aparece en varios reactivos y productos, pueden ser difíciles de balancear con el método convencional. Po este motivo, necesitas aprender una técnica diferente de balanceo de ecuaciones redox basada en el hecho de que el número de electrones cedidos por los átomos debe ser igual al número de electrones aceptados por otros átomos.
Cuando un átomo cede electrones, su número de oxidación aumenta. Cuando un átomo gana electrones, su número de oxidación disminuye. Por consiguiente, el aumento total en los números de oxidación (oxidación) debe ser igual a la reducción total en los números de oxidación (reducción) de los átomos involucrados en la reacción. La técnica de balancea llamada Método del número de oxidación se basa en estos principios.

Pasos para balacear ecuaciones redox mediante el método del número de oxidación.
1. Asigna los números de oxidación a todos los átomos de la ecuación.
2. Identifica los átomos que se oxidan y los que se reducen.
3. Determina el cambio en el número de oxidación de los átomos que se oxidan y de los átomos que se reducen.
4. Iguala en magnitud los cambios en los números de oxidación ajustando  los coeficientes de la ecuación.
5. Si es necesario utiliza el método convencional para balancear el resto dela ecuación.

Ecuación

Cu + HNO3 → Cu (NO3)2 +NO2 +H20

Paso 1

 0   +1+5-2      +2  +5-2      +4-2   +1-2

Cu + HNO₃ → Cu (NO₃)₂ +NO₂ + H₂0

Paso 2

0   +1+5-2      +2  +5-2      +4-2   +1-2

Cu + HNO₃ → Cu (NO₃)₂ +NO₂ + H₂0

↑       ↑           ↑                ↑  

Paso 3

            +2

   І                     ↓

Cu + HNO₃ → Cu (NO₃)₂ +NO₂ + H₂0

             І                               ↑

                            -1

Paso 4

            +2

   І                     ↓

Cu + HNO₃ → Cu (NO₃)₂ +NO₂ + H₂0

             І                               ↑

                            -1 (-1) = -2

Paso 5

Cu + 2 HNO₃ → Cu (NO₃)₂ + 2NO₂ + H₂0

Paso 6

Cu + 4HNO₃ → Cu (NO₃)₂ + 2NO₂ + H₂0

Balanceo de hidrógenos

Cu (s) + 4HNO₃ (ac) → Cu (NO₃)₂ (ac) + 2NO₂ (g) + 2H₂0(I)

Fuente:

Dingrando, Laurel. Química, Materia y Cambio. [Tr. María  García Yelka  y Cecilia Ávila de Barón]. México. Edit. Mc Graw Hill. 2003. pp. 644.

         
 

Aplicación de las reglas de números de oxidación

A)     H⁺¹₂O^-2

                _{(+2) (-2)=0}

B)   Al⁰ 

C)  Br₂⁰

D)   H⁺¹Br^-1

      _(+1)(-1)=0  

E)   H⁺¹Br⁺¹O^-2

              _{(+1)(+1)(-2) = 0}

F) H⁺¹Br⁺³O^-2

      ^{(+1)  (+3)  (-4) = 0}

G) H⁺¹Br⁺⁵O^-2₃

     _{(+1)  (+5)  (-6)=0}

H)  H⁺¹Br⁺⁷O^-2₄

         _{(+1) (+7) (-8) = 0}

i)                    H⁺¹₂S⁺⁶0^-2₄

_{(+2) (+6) (-8) =0}

J) H⁺¹N⁺⁵O^-2₃

       _{(+1)(+5)(-6) = 0}

K) H⁺¹₂S^-2

    _(+2)(-2)=0

L) H⁺¹₂C⁺⁴O^-2₃

        _{(+2)(+4)(-6)=0}

M) H⁺¹₃P⁺⁵O^-2₄

          _{(+3)(+5)(-8)=0}

N) K⁺¹Mn⁺⁷0^-2₄

      _{(+1)(+7)(-8)=0}

Ñ) N⁺³H₄⁺¹O^-2H⁺¹

         ^{(-3)(+4)    (-2)(+1)=0}

O) K⁺¹₂Cr⁺⁶₂O^-2₇

       _{(+2)(+12)(-14) =0}

P) Cu⁺²O^-2

     _(+2)(-2)=0

 

Q) Cu⁺² (N⁺⁵O^-2₃)₂

           _{(+2) (+10-12)= 0}  

R) (H^-3N⁺¹₄)₃P⁺⁵O^-2₄

         _{(-9) (12)(+5)(-8)=0}

S) Fe⁺²O^-2

     _(+2)(-2)=0

T) Fe⁺³₂O^-2₃

     (+6)(-6)=0

U) N⁺²O^-2

     _(+2)(-2)=0

V) Si⁰

      (0)=0

W) Ca⁺²S⁺⁶O^-2₄

     _{(+2)(+6)(-8)=0}  

X) Al+3 (NO₃)₃

      _{(+3)(+15)(-18)=0}

Y) Mg⁺²S^-2

         ^(+2)(-2)=0

Z) Rb⁺¹H^-1

    _(+1)(-1)=0

A¹) Mg² O^-1₂

           _(+2)(-2)=0

B¹) C⁺⁴O^-2₂

       _(+4)(-4)=0

C¹) C⁰

D¹) N⁺⁴O^-2₂

           _(+4)(-4)=0

E¹) Sr⁺² (O^-2H⁺¹)₂

       _{(+2)  (-4)(+2)=0}

LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN

Durante la reacción redox existe una modificación electrónica. Para indicar esos cambios electrónicos se utilizan los números de oxidación.

El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento es la carga que tendrían los átomos de dicho elemento si los electrones en cada enlace que forma se asignaran al elemento más electronegativo.

El cálculo de los números de oxidación de un átomo en un determinado compuesto se realiza considerando las siguientes reglas:

1.- El número de oxidación de un átomo no combinado es cero. Esto es verdadero para los elementos que existen como moléculas poliatómicas como O, Cl, H, N, S.

2.- El número de oxidación de un ion monoatómico es igual a la carga del ion. Por ejemplo, el numero de oxidación de un ion Ca es +2, y el número de oxidación de un ion Br- es -1.

3.- El número de oxidación del átomo más electronegativo de una molécula o un ion complejo es igual que tendría  si fuera un ion. Por ejemplo, en el amoniaco (NH3), el nitrógeno es más electronegativo que el hidrógeno, lo cual significa que atrae electrones con mayor fuerza que el hidrógeno. Al nitrógeno se le asigna el número de oxidación -3, porque ha ganado tres electrones para completar un octeto.

4.- El elemento más electronegativo, el flúor, siempre tiene el número de oxidación -1 cuando se enlaza con otro elemento.

5.- En los compuestos, el número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxidos, como el peróxido de hidrógeno (H2O2), en el que es -1. Cuando está enlazado con el flúor, el único elemento más electronegativo que el oxígeno, el número de oxidación es +2.

6.- El número de oxidación del hidrógeno en la mayor parte de sus compuestos es +1. Excepto cuando el hidrógeno se enlaza con metales menos electronegativos para formar hidruros,como LiH, NaH, CaH2 y AlH3. El número de oxidación es -1 por que atrae electrones con mayo fuerza que el átomo del metal.

7.- Los metales de los grupos 1A y 2A y el aluminio del grupo 3A, forman compuestos en los cuales el átomo del metal tiene siempre un número de oxidación positivo igual al número de sus electrones de valencia (+1,+2, +3, respectivamente).

8.- La suma de los números de oxidación en un compuesto neutro es cero. Observa que la suma de los números de oxidación es igual a cero en los siguientes ejemplos.

(+1)  +  (-1) = 0                  (+2) +2 (-1) = 0             2(+1) + (-2) = 0          (+4) +4 (-1) = 0
        NaCl                                   CaBr2                             H2S                            CCL

9.- La suma de los números de oxidación de los átomos en un ión poliatómico es igual a la carga del ion. Los siguientes ejemplos lo ilustran.

                 (-3)  +4  (+1) = +1                                  (+4) +3 (-2) = -2
                        NH4+                                                     SO3 -2

Muchos elementos diferentes de los especificados en las reglas anteriores incluidos la mayoría de los metales de transición, metaloides y no metales, pueden tener diferentes números de oxidación en distintos compuestos.

Fuente:

Dingrando, Laurel. Química, Materia y Cambio. [Tr. María  García Yelka  y Cecilia Ávila de Barón]. México. Edit. Mc Graw Hill. 2003. pp. 641.

REDOX Y LA ELECTRONEGATIVIDAD

La química de las reacciones de oxidación-reducción no se limita a los átomos de un  elemento que se cambian a iones, o al proceso inverso. Algunas reacciones redox implican cambios en sustancias moleculares o iones poliatómicos en los cuales los átomos están enlazados de manera covalente con otros átomos. Por ejemplo, la siguiente ecuación representa la reacción redox utilizada para fabricar amoniaco.

N₂ (g) + 3H₂ (g)  → 2NH₃ (g)

Este proceso no implica iones ni ninguna otra transferencia evidente de electrones. Los reactivos y productos son compuestos moleculares. Sin embargo, es una reacción rebox en la cual el nitrógeno es el agente oxidante y el hidrógeno el agente reductor.

En situaciones como la formación de NH3, en la que dos átomos omparten electrones, ¿Cómo es posible decir que un átomo cedió electrones y se oxidó, mientras que otro ganó electrones y se redujo?. La respuesta está en que debes saber cuál atrae electrones con mayor fuerza o cuál átomo es más electronegativo. puedes encontrar en la tabla las presentaciones electronegativas específicas del hidrógeno y del nitrógeno.

Electronegatividad del hidrógeno y del nitrógeno
Hidrógeno	2.20
Nitrógeno	3.04

Al estudiar las reacciones de oxidación- reducción, el átomo más electronegativo (nitrógeno) se trata como si se hubiese reducido ganando electrones de otro átomo. El átomo menos electronegativo (hidrogeno) se trata como si se hubiera oxidado mediante la pérdida de electrones.

Fuente:

• Dingrando, Laurel. Química, Materia y Cambio. [Tr. María  García Yelka  y Cecilia Ávila de Barón]. México. Edit. Mc Graw Hill. 2003. pp. 639.

REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN (redox) Elementos

Originalmente se llamó oxidacción a la combinación del oxígeno con otros elementos, como sucede en la oxidación del hierro. Sin embargo, se observó que algunas elementos no metálicos se combinaban con elementos metálicos de la misma manera que lo hacía el óxigeno. Ásí pues, los químicos ampliaron el concepto de oxidación. definiéndose como "el proceso mediante el cual hay eliminación aparente de electrones de un átomo o ión". 

Ejemplos de reacciones de oxidación
Reacción	Oxidante	Oxidado
4 Fe(S) +  3 O2 (g) → 2 Fe2 O3(s)	O2	Fe2 O3
C(s) + O2 (g)  →CO2 (g)	O2	CO2
H2 (g) + Cl2 (g)      →2HCl  (g)	Cl2	H Cl
2 Sb(s) + 3 Cl2 (s) → 2 Sb Cl3(s)	Cl2	Sb Cl3

Así mismo, es su origen, una reducción indicada una reacción en donde los óxidos se "reducían" al elemento libre, por ejemplo, el óxido de hierro se reducía a hierro con monóxido de carbono (CO). En las reacciones de reducción se eliminaba oxígeno y se formaba el elemento libre. Debido a la semejanza del comportamiento de este tipo de reacciones con las de oxidación, el concepto de reducción se amplió, defiéndose como "el proceso mediante el cual los átomos o iones adquieren electrones".

 

Ejemplos de reacciones de reducción
Reacción	Reductor	Reducido
Fe2 O3(s) + 3 CO (g)    →2Fe (S) + 3CO 2(g)	CO	Fe3+
Cu O(S) +H 2(g)     →  Cu (S) + H2O (g)	H2	Cu2+
Cu2+ (ac) + (So4)2- (ac) + Fe 0 (s)           → Fe+3 (ac) + (So4)2- (ac) + Cu 0(s)	Fe0	Cu2+

 Así pues, la oxidación del sodio con oxígeno, cuyo producto principal es el óxido de sodio, puede explicarse de esta manera:

₁₁Na (1s² 2s² Sp^{6 3s1})  → ₁₁Na¹⁺ (1S²  2s²  2p⁶) + 1 e^-

₈O (1s² 2s² 2p⁴)  →  ₈O^2- (1S² 2s² 2p⁶)

Para que se mantenga la neutralidad eléctrica, así como la conservación de átomos, debe suponerse la participación de dos átomos de sodio para cada átomo de oxígeno.

2Na    2Na¹⁺   ———→     + 2e^-

 O₂ + 2 e-  ———→       O^2-

2Na +   O₂    ———→    Na₂ ⁺¹ O^2-

Como puedes observar, una reacción redox puede considerarse como la suma de dos medias reacciones, una de reducción y otra de oxidacción. Debido a lo anterior, los químicos dieron una definición más amplia de oxidación y reducción.

• Oxidación: proceso mediante el cual hay eliminación aparente de electrones en un átomo o ión.
• Reduccón: proceso mediante el cual los atomos o iones aparentemente adqueiren electrones.          

Puesto que en la realidad se habla del proceso redox en términos de ceder o aceptar electrones, y considerando que no siempre es posible determinar en un compuesto qué átomo es el verdadero aceptor o donador de los electrones durante la reacción, los químicos propusieron una propiedad de los átomos que permite identificar los intercambios electrónicos en las reacciones rebox. Esta propiedad son los números de oxidación del elemento.

Como habrás observado en los ejemplos, en las reacciones rebox existe transferencia de electrones. En la reacción rebox la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente: se pierden y se ganan electrones al mismo tiempo y el número total de electrones perdids por una partícula en la oxidación es igual al número de electrones ganados por otra particula en la reducción.

La sustancia que durante la reacción suministra electrones se llama agente o reactivo reductor, o simplemente reductor. El reductor contiene los átomos que se oxidan (es decir, que pierden electrones). La sustancia que en la reacción gana electrones se llama agente o reactivo oxidante, o simplemente oxidante. El oxidante posse los átomos que se  reducen (es decir, que ganan electrones).

Así pues, en la siguiente reacción:

2 Fe⁰ + 3Cl₂ ⁰    →     2Fe³⁺ Cl₃ ^-1

el Fe cambia su número de oxidación de cero (0) a 3+, por lo cual se dice que se oxidó (perdió electrones) y redujo al cloro, por lo que se llama agente reductor. Por otro lado, el cloro cambia su número de oxidación de cero (0) a 1-, por lo cual sew dice que se redujo (ganó electrones) y oxidó al hierro, por lo que se llama agente oxidante. En resumen:

Una reacción rebox puede considerarse como la suma de dos medias reacciones. Una media reacción es la oxidación y la otra es la reducción. Así pues, la reacción anterior puede ser separada en las siguientes medias reacciones:

Fe⁰  →  Fe³⁺ + 3e-

3Cl⁰ + 3e-    →   3Cl^1-    

               Fuente:

• Hahón Vázquez, David. Química 1. La materia en la vida cotidiana. México. Edit. Grupo Editorial Esfinge. 2005. pp. 200 - 203.   

Reacciones REDOX

1.1 TRANSFERENCIA ELECTRÓNICA Y REACCIONES REDOX

Una de las características que definen las reacciones de sustitución simple y de combustión es que siempre implican la transferencia de electrones de un átomo a otro. Esta característica también se presenta en muchas de las reacciones de síntesis y descomposición. un ejemplo es la reacción en la cual el sodio y el cloro reaccionan para formar el compuesto íónico cloruro de sodio.

Ecuación química completa: 2Na (s) + CL2   (g)  →  2 Na Cl (s)
Ecuación iónica neta: 2 Na (s) + Cl2 (g)    →   2 Na+ + 2 Cl- (iones de cristal)

En esta reacción, un electrón de cada uno de los dos átomos de sodio se transfiere a la molécula Cl2 para formar dos iones Cl-.  Un ejemplo de una reacción de combustión es la del magnesio en aire.

Ecuación química completa: 2Mg (s) + O2 (g)   →  2MgO (s)
Ecuación iónica neta: 2 Mg (s) + O2 (g)    →   2Mg2+ + 2O2- (iones en cristal)  

Cuando el magnesio reacciona con el oxígeno, cada átomo de magnesio transfiere dos electrones a cada átomo de oxígeno. Los dos átomos de magnesio se convierten en iones de Mg2+ y los dos átomos de oxígeno en iones óxido O2-. Si comparas esta reacción con la reacción del sodio y del cloro, verás que son parecidas porque involucran la transferencia de electrones entre átomos. Una reacción en la cual se transfieren electrones de un átomo a otro se denomina reacción de oxidacción - reducción. En aras de la simplicidad, los químicos con frecuencia se refieren a las reacciones de oxidación-reducción como reacciones redox.

Ahora considera la reacción de sustitución simple en la cual el cloro, en solución acuosa, remplaza el bromo de una solución acuosa de bromuro  de potasio.

Ecuación química completa: 2K Br (ac) + Cl2 (ac)   →  2 K Cl (ac) + Br2 (ac)
Ecuación iónica neta: 2 Br- (ac) + Cl 2 (ac)   →   Br2 (ac) + 2Cl- (ac) 

Observa que el cloro "roba" electrones a los iones bromuro para convertirlos en iones cloruro. Cuando los iones bromuro pierden sus electrones extra, los dos átomos de bromo forman un enlace convalente entre sí para producir moléculas de Br2. La formación del enlace covalente al compartir electrones también es un reacción de oxidacción- reducción.

Fuente.

• Dingrando, Laurel. Química, Materia y Cambio. [Tr. María  García Yelka  y Cecilia Ávila de Barón]. México. Edit. Mc Graw Hill. 2003. pp. 635- 636.