Igualación de ecuaciones

1. IGUALACIÓN DE
ECUACIONES REDOX
Segundo BGU

2. MÉTODO DE LA VARIACIÓN EN EL
ESTADO DE OXIDACIÓN
PASOS PARA IGUALAR LAS ECUACIONES REDOX:
1. Determinar los números de oxidación de los elementos que intervienen en la óxido-reducción
2. Establecer el elemento que se oxida y cuál se reduce y en cuántos electrones, así como el
agente oxidante y agente reductor.
3. Con el elemento que se oxida y el que se reduce escribir semireacciones, mostrando la
pérdida y ganancia de electrones, equilibrando el número de átomos que se oxidan y se
reducen.
4. Igualar el número de electrones ganados o perdidos en las semireacciones.
5. Sumar las semireacciones equilibradas.
6. Transferir los coeficientes a la ecuación original.
7. Equilibrar por simple inspección, en el orden que ya conocemos, a saber, metales, no
metales, hidrógenos y oxígenos.

3. VALENCIA VS NÚMERO DE OXIDACIÓN
Antes de explicar el primer punto, examinemos cómo se determina el número de
oxidación. Hasta ahora hemos hablado de valencias, pero de hoy en adelante
hablaremos de números de oxidación.
VALENCIA, es la capacidad que tiene un elemento para formar enlaces químicos.
Según la teoría electrónica, es el número de electrones que acepta, cede o comparte un
átomo o un grupo atómico.
NUMERO O ESTADO DE OXIDACION, es la carga eléctrica positiva o negativa que
se le asigna a cada átomo de un elemento en un compuesto determinado, y que
corresponde al número de electrones cedidos (CARGA POSITIVA) o aceptados
(CARGA NEGATIVA).

4. REGLAS PARA ASIGNAR NÚMEROS O
ESTADOS DE OXIDACIÓN
a) El número o estado de oxidación de un ELEMENTO en estado libre
(sin combinarse) es siempre cero.
b) El número de oxidación del OXIGENO, es –2; en los Peróxidos se
considera que el estado de oxidación es –1.
c) El número de oxidación del HIDROGENO, es +1; en los hidruros
metálicos es –1.
d) La suma de los estados o números de oxidación de los átomos de todos
los elementos de un compuesto es cero.
e) El número de oxidación de ion monoatómico es igual a la carga real
del ion.

5. OTRAS CONSIDERACIONES PARA ASIGNAR
NÚMEROS O ESTADOS DE OXIDACIÓN
El NUMERO DE OXIDACION POSITIVO, para cualquier elemento es igual al
número del grupo en la tabla.
El NUMERO DE OXIDACION NEGATIVO de cualquier elemento puede
obtenerse restando del número del grupo, 8. Por ejemplo: Cl (Grupo VII), por lo
tanto: 7 – 8 = –1
METALES: Números de oxidación positivos (ceden electrones).
NO METALES: Números de oxidación positivos y negativos (ceden y aceptan
electrones).

6. EJEMPLO
1. Determinar los números de oxidación de los elementos que
intervienen en la óxido-reducción
2. Establecer el elemento que se oxida y cuál se reduce y en cuántos
electrones, así como el agente oxidante y agente reductor.
+1 +7 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +1 -2
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
Agente oxidante: Manganeso
Agente reductor: Hierro

7. IGUALACIÓN DE REDOX
3. Con el elemento que se oxida y el que se reduce escribir semireacciones,
mostrando la pérdida y ganancia de electrones, equilibrando el número
de átomos que se oxidan y se reducen.
+2 +3
Oxidación: 2 Fe– 2e-  Fe2
+7 +2
Reducción: Mn+ 5e-  Mn

8. IGUALACIÓN DE REDOX
4. Igualar el número de electrones ganados o perdidos en las
semireacciones.
+2 +3
Oxidación: (2 Fe– 2e-  Fe2 ) 5
+7 +2
Reducción: (Mn+ 5e-  Mn) 2
+2 +3
Oxidación: 10 Fe– 10e-  5Fe2
+7 +2
Reducción: 2 Mn+ 10e-  2 Mn

9. IGUALACIÓN DE REDOX
5. Sumar las semireacciones equilibradas.
+2 +3
Oxidación: 10 Fe– 10e-  5Fe2
+7 +2
Reducción: 2 Mn+ 10e-  2 Mn
+2 +7 +3 +2
10 Fe+ 2 Mn  5 Fe + 2 Mn

10. IGUALACIÓN DE REDOX
6. Transferir los coeficientes a la ecuación original.
+1 +7 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +1 -2
2KMnO4 + 10FeSO4 + H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + H2O
+2 +7 +3 +2
10 Fe+ 2 Mn  5 Fe + 2 Mn

11. IGUALACIÓN DE REDOX
7. Equilibrar por simple inspección, en el orden que ya conocemos, a saber,
metales, no metales, hidrógenos y oxígenos.
+1 +7 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +1 -2
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O

12. EJERCICIO EN CLASE
Sulfuro de Bismuto + Acido Nítrico Azufre + Nitrato de Bismuto + Monóxido de Nitrógeno + Agua

13. DEBER
1. Oxido Manganoso + Oxido Plúmbico + Acido Nítrico Acido Permangánico + Nitrato Plumboso +
Agua
2. Cloruro Ferroso + Dicromato de Potasio + Acido Clorhídrico Cloruro Crómico + Cloruro Férrico
+ Cloruro de Potasio + Agua
3. Ioduro Crómico + Hidróxido de potasio + Cloro Cromato de potasio + Periodato de Potasio +
Cloruro de Potasio + Agua

14. MOL
Primero de Bachillerato D

15. PERO ANTES… ALGO QUEDÓ
PENDIENTE

16. INTRODUCCIÓN
El concepto de mol es uno de los
más importantes en la química.
Su comprensión y aplicación son
básicas en la comprensión de
otros temas. Es una parte
fundamental del lenguaje de la
química.

18. CONCEPTO
Se define como la cantidad de
sustancia que contiene 6,023
X 1023 partículas, ya sea de
un elemento o de un
compuesto

19. ???? NO ENTIENDO
Cuando hablamos de un mol, hablamos de un
número específico de materia.
Por ejemplo, si decimos una docena, sabemos
que son 12; una centena es 100; pues un mol
es 6,02 X 1023 átomos o moléculas.
Por lo tanto un mol de S contiene el mismo
número de átomos que un mol de Ca, que un mol
de Ag o el mismo número de átomos que un mol
de cualquier otro elemento

20. REPETIMOS?
1 MOL DE UN ELEMENTO = 6,02 X
1023 átomos
PERO:
Si tienes una docena de canicas de
vidrio y una docena de pelotas de ping
pong, el número de canicas y pelotas
es el mismo, ¿pero es el mismo peso?
NO