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Cómo resolver problemas de oxidación y reducción

Escrito por Grant D. McKenzie ; última actualización: February 01, 2018
Jupiterimages/Photos.com/Getty Images

Las reacciones de oxidación reducción, o "redox" son comunes en química. En estas reacciones, un elemento libera electrones (oxidación) y entonces se combina con otro elemento (reducción). A pesar de la nomenclatura, el oxígeno no es un requerimiento en un proceso de oxidación. Resolver una ecuación redox requiere dividir la reacción en dos "medias reacciones". La transferencia de electrones de un elemento a otro significa que estas dos reacciones no pueden ocurrir de manera independiente. Balancear las dos medias reacciones de oxidación y reducción es necesario antes de que puedas lograr el equilibrio de la ecuación original.

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Escribe la ecuación de la reacción e inserta el número de oxidación para cada elemento. Los números de oxidación serán iguales a la carga del elemento o molécula, ya sean positivos o negativos, pero no siempre éste es el caso. Algunas tablas periódicas muestran los números de oxidación más comunes para cada elemento. Las reglas formales para asignar números de oxidación pueden obtenerse del estudio de la estructura atómica y los diagramas de electrones. Ecuación original: Cu + HNO3 ---> Cu(NO3)2 + NO + H2O Con los números de oxidación entre corchetes: Cu[0] + H[1+] N[5+] O3[2-] ---> Cu[2+] (N[5+] O3[2-])2 + N[2+] O[2-] + H2[1+] O[2-]

Determina qué elementos están oxidados y cuáles están reducidos, y escribe las semi-reacciones de oxidación y reducción. En este ejemplo, el número de oxidación para "N" va de "5+" a "2+" y como se reduce en carga positiva, el nitrógeno gana electrones "e". Por lo tanto, el nitrógeno se reduce. Como la diferencia de números de oxidación es de tres, la semi-reacción de reducción es: N[5+] + 3e[-] ---> N[2+] Similarmente, el número de oxidación para el Cu cambia de "0" a "2+", lo cual significa que pierde electrones. El resultado de la semi-reacción de oxidación es: Cu[0] ---> Cu[2+] + 2e[-]

Balancea las dos medias reacciones multiplicando cada una de ellas por un factor que hará que el número de electrones en ambas se iguale. En este caso, hay dos electrones en una semi-reacción y tres en la otra. El método más fácil es multiplicar la reacción de oxidación por el número de electrones en la reacción de reducción y vice versa. Aquí hay dos electrones en la semi-reacción de oxidación, de modo que debes multiplicar la ecuación de reducción por dos: 2N[5+] + 6e[-] --->2N[2+] Utilizando el mismo método, multiplica la reacción de oxidación por tres: 3Cu[0] ---> 3Cu[2+] + 6e[-]

Combina las dos semi reacciones balanceadas: 3Cu[0] + 2N[5+] + 6e[-] ---> 3Cu[2+] + 6e[-] + 2N[2+] Como 6e[-] aparece a ambos lados de la flecha, se cancela: 3Cu[0] + 2N[5+] ---> 3Cu[2+] + 2N[2+] Ésto es sólo la porción redox de la solución. Debes usar estos resultados para obtener la solución completa de la ecuación original.

Usa los coeficientes de la solución redox en la ecuación original. Recuerda utilizarlos sólo si coinciden con el elemento y su número de oxidación. Si un par de números de oxidación aparecen más de una vez en la ecuación original, no asignes un coeficiente para ese par. En nuestro ejemplo, "N[5+]" aparece dos veces en la ecuación original y por lo tanto, no se le debe asignar un coeficiente. Solución redox: 3Cu[0] + 2N[5+] ---> 3Cu[2+] + 2N[2+] Ecuación original con números de oxidación: Cu[0] + H[1+] N[5+] O3[2-] ---> Cu[2+] (N[5+] O3[2-])2 + N[2+] O[2-] + H2[1+] O[2-] Agregando los coeficientes: 3Cu + HNO3 ---> 3Cu(NO3) + 2NO + H2O

Balancea el resto de la ecuación inspeccionándola. En este ejemplo, la molécula de HNO3 del lado izquierdo necesita un coeficiente de 8, y el agua en el lado derecho necesita un coeficiente de 4 para alcanzar el balance: 3Cu + 8HNO3 ---> 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

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Referencias

  • Barron's Review Course Series: Química, Albert S. Tarendash, 1993.

Este artículo fue escrito, editado y revisado exhaustivamente por el equipo de Geniolandia con la finalidad de asegurar que los lectores reciban la mejor y más detallada información posible. Para enviarnos tus inquietudes, ideas o simplemente saber más acerca de Geniolandia, escríbenos aquí.

Créditos fotográficos

  • Jupiterimages/Photos.com/Getty Images
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