Reacciones quimicasLas reacciones químicas son procesos que transforman una o más substancias llamadas reactivos en otras substancias llamadas productos.La o las sustancias nuevas que se forman suelen presentar un aspecto totalmente diferente del que tenían las sustancias de partida.Durante la reacción se desprende o se absorbe energía:Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la reacción.Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de la reacción.Se cumple la ley de conservación de la masa: la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto es así porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se reordenan en una disposición distinta.La física reconoce dos grandes modelos de reacciones químicas, las reacciones ácido-base, que no presentan modificaciones en los estados de oxidación y las reacciones redox, que por el contrario sí presentan modificaciones en los estados de oxidación.En tanto, dependiendo del tipo de productos que resulta de la reacción a las reacciones químicas se las clasifica de la siguiente manera: reacción de síntesis (elementos o compuestos simples se unen para conformar un compuesto más complejo), reacción de descomposición (el compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más simples; un solo reactivo se convierte en productos), reacción de desplazamiento o simple sustitución (un elemento reemplaza a otro en un compuesto) y reacción de doble desplazamiento o doble sustitución (los iones de un compuesto modifican lugares con los propios de otro compuesto para conformar dos sustancias diferentes).En un lenguaje más académico, decimos que una reacción química promueve el cambio de estructura de la materia.En la química inorgánica podemos clasificar las reacciones en cuatro tipos diferentes1- Reacciones de Síntesis o AdiciónLas reacciones de síntesis o adición son aquellas donde las substancias se juntan formando una única sustancia. Representando genéricamente los reactivos como A y B, una reacción de síntesis puede ser escrita como:A  + B —– > ABVeamos algunos ejemplosFe + S —– > FeS2H2 + O2 —– > 2H2OH2O + CO2—– >  H2CO3Perciba en los ejemplos que los reactivos no precisan ser necesariamente substancias simples (Fe, S, H2, O2), pudiendo también se substancias compuestas (CO2, H2O) pero en todas el producto es una sustancia “menos simple” que las que originaron.2- Reacciones de Análisis o Descomposición

Las reacciones de análisis o descomposición son lo opuesto de las reacciones de síntesis, o sea, un reactivo da origen a productos más simples que el. Escribiendo la reacción genérica nos resulta fácil entender lo que sucede:AB —– > A + B¿No parece simple? Lo es bastante. Veamos algunos ejemplos:2H2O  2 H2 + O22H2O2  2H2O + O2Reversibilidad de las reacciones químicasLos ejemplos pueden sugerir que cualquier reacción de síntesis puede ser invertida a través de una reacción de análisis. Esto no es verdad. Algunas reacciones pueden ser reversibles, como podemos notar en la reacción del agua:2H2 + O2  2H2O2H2O  2H2 + O2Sin embargo esto no es una regla3- Reacciones de DesplazamientoLas reacciones de desplazamiento o de sustitución simple merecen un poco más de atención que las anteriores. No que sean complejas, pues no lo son, pero tienen algunos pequeños detalles. En su forma genérica la reacción puede ser escrita como:AB + C —– > A + CBVamos a entender lo que sucede: C cambio de lugar A. Simple asi, pero será que esto ocurre siempre? Intuitivamente la respuesta es que no. Imagina lo siguiente: Entras en un baile y ves a la persona con la que te gustaría bailar bailando con otra persona. Vas a ir hasta ella e intentar hacerla cambiar de pareja, estarás intentando desplazar el acompañante indeseable y asumir su lugar. Si resulta que eres más fuerte que el “indeseable” basta darle un empujón para asumir su lugar, pero si el fuera un bruto troglodita, posiblemente el no sentirá ni el empujón que le des.En la reacción de desplazamiento el proceso es idéntico: C ve a B ligado a A, se aroxima y siendo más fuerte, desplaza A y asume la ligación con B. En caso que C no sea más fuerte que A, nada sucederá.Bastará entonces saber quien es más fuerte que quien.Au<Ag<Cu<H<Pb<Sn<Ni<Fe<Cr<Zn<Al<Mg<Na<Ca<K<LiMetales nobles < hidrogeno < metalesDe esta forma, tenemos:2Na + 2H2O —– > 2NaOH + H2 (el sodio desplaza al hidrógeno del agua H-OH)Au + HCl  —– > no reacciona (el oro no consigue desplazar al hidrógeno)4- Reacciones de Doble SustituciónSon también muy simples, pero debemos quedar atentos a los detalles. El mecanismo es fácil:AB + CD —– > AD + CBCiertamente ya habrá podido ver lo que sucede. A cambió de lugar con C. La diferencia de este tipo de reacción con el desplazamiento, es que ni A ni C estaban solos y en ambos casos ninguno de ellos quedó solo luego de la sustitución.

Para entender como es cuando una reacción de este tipo ocurre, tendremos que observar lo siguiente:La substancia AB esta en solución y de esta forma lo que tenemos en verdad son los iones A+ y B- separados unos de los otros. La substancia CD también está en solución, por tanto tenemos también los iones C+ y D- separados.Cuando juntamos las dos soluciones estamos promoviendo una gran mezcla entre los iones A+, B-, C+ y D-, formando una gran “sopa de iones”.Si al combinar C+ con B-, el compuesto CB fuera soluble, los iones serán nuevamente separados en C+ y B-, resultando exactamente en la misma cosa que teníamos anteriormente. Lo mismo sucede con A+ y B-Así, al mezclar AB con CD, estamos en verdad haciendo:(A+ ) + (B- ) + (C+ ) + (D- )Tomemos en cuenta que juntar iones que se separarán nuevamente resultará en la misma “sopa de iones” y no resulta en ninguna nueva susbtancia, por tanto no ocurre ninguna reacción.Para que la reacción efectivamente ocurra, será necesario que al menos uno de los probables productos (AD o CB) no sean separados al juntarse, o sea, deben formar un compuesto insoluble y esto es logrado a través de una sal insoluble, de un gas o de agua.Si uno de los productos fuera una sal insoluble el no será separado en iones y permanecerá sólido. Si fuese un gas, el se desprenderá de la solución (burbujas) y también permanecerá con sus moléculas agrupadas. Mientras que si uno de los productos fuese agua, ella no se desagrega en su propia presencia.NaCl + AgNO3 —– > NaNO3 + AgClEn esta reacción el producto AgCl (cloruro de prata) es insoluble, por tanto la reacción ocurre.NaCl + LiNO3 —– > NaNO3 + LiClComo ninguno de los productos formados, NaNO3 (nitrato de sodio) o Lic. (Cloruro de Litio) es insoluble, la reacción no sucede.NaOH + HCl —– > NaCl + H2OComo uno de los productos es água (H2O), la reacción ocurre.Para la previsión de ocurrencia o no de una reacción de doble desplazamiento es fundamental que conozcamos la solubilidad de las salen en agua, y para recordar esto lea acerca de solubilidad en el agua.¿Vio como es sencillo? Con un poco de práctica y ejercicios usted podrá lograr escribir  reacciones que pueden dar origen a un determinado producto: ¿Quiere ver?Imagínese que usted desea obtener sulfato de plomo (PbSO4), usted sabe que tendrá que juntar el ion del plomo (Pb 2+) y el ion de sulfato (SO42 -). Como sabemos que el sulfato de plomo es insoluble, podemos promover un doble desplazamientoPbX + YSO4 —– > PbSO4 + XYEs solo elegir X e Y de forma que las dos substancias sean solubles.

Otra forma de realizar el desplazamiento de hidrógeno, del hidrógeno por el plomo ya que este es más reactivo.Pb + H2SO4 —– > H2 + PbSO4

Reacción química y ecuaciones químicasUna Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas.Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas.Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas(O2) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:

El "+" se lee como "reacciona con"La flecha significa "produce".Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos.A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos.Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite). Cada molécula de oxígeno (O2) tiene dos átomos de oxígeno (O) y cada molécula de hidrógeno (H2) tiene dos átomos de hidrógeno (H). Así que con una de cada una de estas moléculas puedo formar una molécula de agua (H2O), que contiene dos átomos de hidrogeno (H) y un átomo de oxígeno (O), pero me sobra un átomo de oxígeno. Si piensas un poco te darás cuenta que partiendo de dos moléculas de hidrógeno (H2) y una de oxígeno puedo obtener dos moléculas de agua y no sobra ningún átomo. Esto que hemos hecho es ajustar una reacción química para que se cumpla el principio de conservación de la masa. Entonces el proceso real se puede representar con la siguiente ecuación química:

ECUACIÓN QUÍMICA AJUSTADAque se lee: "2 moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno para dar dos moléculas de agua". Los números que indican la cantidad de moléculas de

cada tipo que participan en la reacción se colocan delante de la correspondiente fórmula y se llaman coeficientes estequiométricos. Observa que el O2 no lleva coeficiente estequiométrico. No es que no lo tenga, pero es 1, y en ese caso no se escribe. A los químicos les interesa conocer la masa de reactivos que necesitan para obtener una cantidad de producto determinada en una reacción química, o la cantidad de producto que pueden obtener a partir de una determinada cantidad de reactivos. Los cálculos que hay que hacer para resolver estas cuestiones se llamancálculos estequiométricos. Para realizar los cálculos estequiométricos es necesario disponer de la ecuación química ajustada de la reacción. Entonces podemos conocer la cantidad de moléculas de un producto que se puede obtener a partir de una cierta cantidad de moléculas de los reactivos. Por ejemplo con 2 moléculas de hidrógeno (H2)  y 1 molécula de oxígeno (O2) se pueden obtener 2 moléculas de agua (H2O). Si sabemos la masa de cada molécula sabemos también la relación entre las masas de reactivos y productos en la reacción. Estas masas si que las conocemos. Se llaman masas moleculares, y se calculan sumando las masas de los átomos que componen las moléculas, las masas atómicas. Estas las encontrarás en cualquier tabla periódica expresada en u(unidades de masa atómica). Pero como puedes imaginar son masas muy pequeñas, del orden de los 10-24 g. Por eso los químicos han definido una nueva unidad para medir el número de partículas (átomos o moléculas), a la que han llamado mol y que se define así:

Un mol de una sustancia es una cantidad equivalente a la que representa su masa atómica en umas expresada en gramos. En un mol de una sustancia hay 6,022 . 1023 partículas (átomos, moléculas, iones...)

Así, la relación en moles de moléculas en nuestra reacción entre el hidrógeno y el oxígeno también viene dada por los coeficientes estequiométricos, de manera que también la podemos leer como:

" 2 moles de moléculas de hidrógeno reaccionan con 1 mol de moléculas de oxígeno para dar 2 moles de moléculas de agua"

o, sabiendo que las masas atómicas del hidrógeno y del oxígeno son:

M (H) = 1 u       M(O) = 16 u y que por lo tanto las masas moleculares del gas hidrógeno, del gas oxígeno y del agua son:M (H2) = 2 . M (H) = 2 . 1 u = 2 u

M (O2) = 2 . M (O) = 2 . 16 u = 32 u

M (H2O) = 2 . M (H) + 1 . M (O) = 2 . 2 u + 1 . 16 u = 18 u

de manera que la masa de 1 mol de cada sustancia será:M (H2) = 2 g/mol

M (O2) = 32 g/mol

M (H2O) = 18 g/mol

podemos leer la ecuación química ajustada de la reacción como:" 4 g de hidrógeno reaccionan con 32 g de oxígeno para dar 36 g de agua". Observa que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos, como tenía que ser (ley de Lavoisier).

Estequiometría de la reacción químicaAhora estudiaremos la estequiometría, es decir la medición de los elementos).Las transformaciones que ocurren en una reacción quimica se rigen por la Ley de la conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química.Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos.Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.Pasos que son necesarios para escribir una reacción ajustada:1) Se determina cuales son los reactivos y los productos.2) Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los reactivos y de los productos.3) Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros.

Ejemplo 1:Consideremos la reacción de combustión del metano gaseoso (CH4) en aire.Paso 1:Sabemos que en esta reacción se consume (O2) y produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2).Luego:los reactivos son CH4 y O2, ylos productos son H2O y CO2

Paso 2:la ecuación química sin ajustar será:

Paso 3:Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los sumamos:

Entonces,una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir dos moléculas agua y una molécula de dióxido de carbono.Ejemplo 2:

Ecuación balanceada

Ejemplo 3:

Ajustar primero la molécula mayor

Ahora ajustamos el O.

Multiplicamos por dos:

Ejemplo 4:Descomposición de la urea:

Para balancear únicamente duplicamos NH3 y así:

Ejemplo 5:

Necesitamos mas cloro en la derecha:

Se necesita más C en la izquierda, duplicamos CH3OH.

ya está ajustada.

Tipos de reacciones químicas

Estado fisico de reactivos y productosEl estado físico de los reactivos y de los productos puede indicarse mediante los símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente.Por ejemplo:

Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio (NaCl) al agua, se escribe:

dónde ac significa disolución acuosa. Al escribir H2O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas veces no se pone, para simplificar.El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio, Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO3) en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr).

Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr sólido con AgNO3 sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan.

AJUSTANDO ECUACIONES. ALGUNOS EJEMPLOS:Cuando hablamos de una ecuación "ajustada", queremos decir que debe haber el mismo número y tipo de átomos en los reactivos que en los productos.En la siguiente reacción, observar que hay el mismo número de cada tipo de átomos a cada lado de la reacción.

Ejemplo 1:Ajustar la siguiente ecuación. ¿Cuál es la suma de los coeficientes de los reactivos y productos?

1) Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Suele ser más fácil si se toma una sustancia compleja, en este caso Mg3B2, y ajustar todos los elementos a la vez. Hay 3 átomos de Mg a la izquierda y 1 a la derecha, luego se pone un coeficiente 3 al Mg(OH)2 a la derecha para ajustar los átomos de Mg.

2) Ahora se hace lo mismo para el B. Hay 2 átomos de B a la izquierda y 2 a la derecha, luego se pone 1 como coeficiente al B2H6 a la derecha para ajustar los átomos de B.

3) Ajustar el O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner, hay 6 átomos de O en el Mg(OH)2 dando un total de 6 átomos de O a la izquierda. Por tanto, el coeficiente para el H2O a la izquierda será 6 para ajustar la ecuación.

4) En este caso, el número de átomos de H resulta calculado en este primer intento. En otros casos, puede ser necesario volver al prime paso para encontrar otro coeficiente.Por tanto, la suma de los coeficientes de los reactivos y productos es:1 + 6 + 3 + 1 = 11Ejemplo 2:   Ajustando Ecuaciones - Combustión de compuestos Orgánicos Ajustar la siguiente ecuación y calcular la suma de los coeficientes de los reactivos.

1) Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Se hace frecuentemente más fácil si se elige una sustancia compleja, en este caso C8H8O2, asumiendo que tiene de coeficiente 1, y se ajustan todos los elementos a la vez. Hay 8 átomos de C a la izquierda, luego se pone de coeficiente al CO2 8 a la derecha, para ajustar el C.

2) Ahora se hace lo mismo para el H. Hay 8 átomos de H a la izquierda, luego se pone como coeficiente al H2O 4 en la derecha, para ajustar el H.

3) El último elemento que tenemos que ajustar es el O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner a la derecha de la ecuación, hay 16 átomos de O en el CO2 y 4 átomos de O en el H2O, dando un total de 20 átomos de O a la derecha (productos). Por tanto, podemos ajustar la ecuación poniendo el coeficiente 9 al O2al lado izquierdo de la ecuación.

4) Recordar siempre contar el número y tipo de átomos a cada lado de la ecuación, para evitar cualquier error. En este caso, hay el mismo número de átomos de C, H, y O en los reactivos y en los productos: 8 C, 8 H, y 20 O.5) Como la cuestión pregunta por la suma de los coeficientes de los reactivos, la respuesta correcta es:1 + 9 = 10<bEjemplo 3:</bAjustar la siguiente ecuación. ¿Cuál es la suma de los coeficientes de los reactivos y los productos?

1) Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Esto es frecuentemente más simple si se parte de una sustancia compleja, en este caso Mg3B2, y se ajustan todos

los elementos a la vez. Hay 3 átomos de Mg a la izquierda y 1 a la derecha, de modo que se pone un coeficiente 3 al Mg(OH)2 a la derecha para ajustar los átomos de Mg.

2) Ahora se hace lo mismo para B. Hay 2 átomos de B a la izquierda y 2 a la derecha, de modo que se pone un coeficiente 1 al B2H6 a la derecha para ajustar los átomos de B.

3) Ajuste de O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner, hay 6 átomos de O en el Mg(OH)2dándonos 6 átomos de O a la derecha. Por tanto, nuestro coeficiente, a la izquierda,  para el H2O debe de ser 6 para ajustar la ecuación.

4) En este caso, el número de átomos de H ha sido calculado al primer intento. En otros casos, puede ser necesario volver a la primera etapa y encontrar otros coeficientes.Como resultado, la suma de los coeficientes de los reactivos y productos es:1 + 6 + 3 + 1 = 11Ejemplo 4:La dimetil hidrazina, (CH3)2NNH2, se usó como combustible en el descenso de la nave Apolo a la superficie lunar, con N2O4 como oxidante. Considerar la siguiente reacción sin ajustar y calcular la suma de los coeficientes de reactivos y productos.

1) Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Esto es con frecuencia mas sencillo si se empieza con una sustancia compleja, en este caso (CH3)2NNH2, asumiendo que tiene 1 como coeficiente, y se van ajustando los elementos de uno en uno. Hay 2 átomos de C a la izquierda, por lo que se pone un coeficiente de 2 al CO2 en la derecha para ajustar los átomos de C.

2) Ahora, hacer lo mismo para el H. Hay 8 átomos de H a la izquierda, de modo que se pone un coeficiente 4 al H2O a la derecha para ajustar los átomos de H.

3) Ajuste del O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner, al lado izquierdo de la ecuación hay 4 átomos de O en el N2O4 y en el lado derecho hay 8 átomos de O en el H2O. Por tanto, podemos "ajustar" la los átomos de O en la ecuación poniendo un coeficiente de 2 al N2O4 en el lado izquierdo de la ecuación.

4) El último elemento que debe ajustarse es el N. Hay 6 átomos de N en el lado izquierdo y 2 en el lado derecho. Por tanto, podemos "ajustar" la ecuación poniendo un coeficiente de 3 al N2 en el lado derecho.

Por tanto, la suma de los coeficientes de los reactivos y productos es:1 + 2 + 2 + 4 + 3 = 12

Información derivada de las ecuaciones ajustadas

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.En la siguiente reacción, el carbonilo del metal, Mn(CO)5, sufre una reacción de oxidación. Observar que el número de cada tipo de átomos es el mismo a cada lado de la reacción.En esta reacción, 2 moléculas de Mn(CO)5 reaccionan con 2 moléculas de O2 para dar 2 moléculas de MnO2y 5 moléculas de CO2. Esos mismos coeficientes también representan el número de moles en la reacción.

Ejemplo:¿Qué frase es falsa en relación con la siguiente reacción ajustada? (Pesos Atómicos: C = 12.01, H = 1.008, O = 16.00).

a) La reacción de 16.0 g de CH4 da 2 moles de agua. b) La reacción de 16.0 g of CH4 da 36.0 g de agua. c) La reacción de 32.0 g of O2 da 44.0 g de dióxido de carbono. d) Una molécula de CH4 requiere 2 moléculas de oxígeno. e) Un mol de CH4 da 44.0 g de dióxido de carbono.Las respuestas son:a) VERDADERA: Un mol de CH4 da 2 moles de agua. Un mol de CH4 = 16.0 g.b) VERDADERA: Un mol de CH4 da 2 moles de agus. Un mol de CH4 = 16.0 g, y un mol de agua = 18.0 g.c) FALSA: 2 moles de O2 dan 1 mol de CO2. 2 moles de O2 = 64.0 g, pero 1 mol de CO2 = 44.0 g.d) VERDADERA: Un mol de moléculas de CH4 reacciona con 2 moles de moléculas de oxígeno (O2), de modo que una molécula de CH4 reacciona con 1 molécula de oxígeno.e) VERDADERA: Un mol de CH4 da 1 mol de CO2. Un mol de CH4 = 16.0 g, y un mol de CO2 = 44.0 g.

ÓXIDOS: NOMENCLATURA Y TIPOS DE ÓXIDOS Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazados con hidrógeno, oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Éstos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC.Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades características de la función ácido, debido a

que todos ellos tienen el ion hidrógeno H+1; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH-1 presente en estas moléculas. Las principales funciones químicas son: óxidos, bases, ácidos y sales. ÓXIDOS Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O2= siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O2 y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno .

ÓXIDOS BÁSICOS ( Combinación del oxígeno con elementos metálicos)Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal

EJEMPLO:

Cuando un metal presenta

dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) eico ( para el de mayor numero de oxidación)

EJEMPLO:

CoO = óxido cobaltoso Co2O3 = óxido cobaltico

Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español:

EJEMPLO:

Co2O = óxido de cobalto ( II) Co2O3 = óxido de cobalto ( III)

Li2O = óxido de litio CaO = óxido de calcio

ÓXIDOS ÁCIDOS ( Combinación del oxigeno con elementos no metálicos) Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos

EJEMPLO:

Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido)

EJEMPLO:CO2 + H2O H2CO3 Acido Carbonico

OxidoAcido

oxacido

Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la moléculaEJEMPLOS

TeO2 = dióxido de telurio

TeO3 = trióxido de telurio

As2O3 = trióxido de

diarsenicoAs2O5 = pentaóxido

de diarsenico

Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico para el de menor valencia:EJEMPLO:

TeO2 = oxido teluroso TeO3 = oxido telúrico

Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números

SiO2 = Dióxido de silicio

SeO2 = Dioxido de Selenio

2Cl2+ O2 → Cl2O = monóxido de dicloro

oxido ácido

romanos entre paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico.

EJEMPLO:2N2 + 3O2 → 2N2O3 = óxido de nitrógeno (III)

oxido ácido

2Cl2 + O2 → 2Cl2O = óxido hipocloroso

oxido ácido

2Cl2 + 7O2 → 2Cl2O7 = óxido perclórico

oxido ácido

ÀCIDOS: tipos y nomenclaraACIDOSLos ácidos son compuestos que se originan por combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido, o bien por disolución de ciertos hidruros no metálicos en agua. En el primer caso se denominan oxácidos y en el segundo, hidrácidos. Ácido, también es toda sustancia que en solución acuosa se ioniza, liberando cationes hidrógeno.

Ácidos oxoácidos  o simplemente oxácidosSon compuestos capaces de ceder protones que contienen oxígeno en la molécula. Presentan la fórmula general:

HaXbOc

En donde X es normalmente un no metal, aunque a veces puede ser también un metal de transición con un estado de oxidación elevado. Para nombrar los oxoácidos utilizaremos la nomenclatura tradicional con los sufijos –oso e –ico, nomenclatura que está admitida por la IUPAC.

Oxoácidos del grupo de los halógenosLos halógenos que forman oxoácidos son: cloro, bromo y yodo. En los tres casos los números de oxidación pueden ser +I, +III, +V y +VII. Al tener más de dos estados de oxidación junto a las terminaciones –oso e –ico, utilizaremos los prefijos hipo– (que quiere decir menos que) y per– (que significa superior), tendremos así los siguientes oxoácidos:

HClO Ácido hipocloroso HClO2

 Ácido cloroso

HClO3

 Ácido clórico HClO4

 Ácido perclórico

HBrO 

Ácido hipobromoso HBrO2

 Ácido bromoso

HBrO3

 Ácido brómico HBrO4 Ácido perbrómico

HIO3 Ácido yódico HIO4 Ácido peryódico

Oxoácidos del grupo VIADe los oxoácidos de azufre, selenio y teluro, los más representativos son aquellos en los que el número de oxidación es +IV y +VI. Para estos ácidos se utilizan los sufijos –oso e –ico.

H2SO3 Ácido sulfuroso H2SO4 Ácido sulfúrico

H2SeO3 Ácido selenioso H2SeO4 Ácido selénico

H2TeO3 Ácido teluroso H2TeO4 Ácido telúrico

Oxoácidos del grupo VALos ácidos más comunes del nitrógeno son el ácido nitroso y el ácido nítrico en los que el nitrógeno presenta número de oxidación +III y +V, respectivamente.

2 Ácido nitroso 3 Ácido nítrico

Los ácidos de fósforo más comunes son el fosfónico (antes llamado fosforoso, en el que el fósforo presenta número de oxidación +III) y el fosfórico (número de oxidación +V). Ambos ácidos son en realidad ortoácidos, es decir, contienen tres moléculas de agua en su formación.

+ 3H2O = H6 P2O6 = H3PO3 Ácido fosfónico

+ 3H2O = H6 P2O8 = H3PO4 Ácido fosfórico

No es necesario utilizar los términos ortofosfónico y ortofosfórico.

Oxoácidos del carbono y del silicioEl estado de oxidación, en ambos casos, es de +IV. Los más comunes son:

H2CO3 Ácido carbónico

H4SiO4 Ácido ortosilícico

  Hidrácidos e hidruros no metálicosLos hidrácidos (compuestos binarios ácidos) e hidruros no metálicos son compuestos formados entre el hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA ( anfígenos y halógenos respectivamente). Los elementos de estas dos familias que pueden formar hidrácidos e hidruros no metálicos son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que por lo general trabajan con el menor número de oxidación, -2 para los anfígenos y -1 para los halógenos. Estos compuestos se nombran en el sistema tradicional y de forma diferente según si están disueltos (estado acuoso) o en estado puro (estado gaseoso). Los hidrácidos pertenecen al grupo de los ácidos, Ver la sección oxácidos.

Los hidruros no metálicos son los que se encuentran en estado gaseoso o estado puro y se nombran agregando al no metal el sufijo -uro y la palabra hidrógeno precedido de la sílaba “de”. En este caso el nombre genérico es para el elemento más electropositivo que sería el del hidrógeno y el nombre especifico es para el elemento más electronegativo que sería el del no metal, por ejemplo H+1 Br-

1 (g) bromuro de hidrógeno, bromuro como nombre especifico e hidrógeno como nombre genérico.No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálicoCl2 + H2 → 2HCl(g)

Los hidrácidos provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por esa misma razón son estos los que se encuentran en estado acuoso. Se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico. Al igual que en estado gaseoso el nombre genérico es nombrado por el elemento más electropositivo.Hidruro No metálico + Agua → HidrácidoHCl(g) + H2O → H+1 + Cl-1

Compuesto en estado puro en disolución

HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico

HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico

HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico

HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico

H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico

H2Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídrico

H2Te teluluro de hidrógeno ácido telurhídrico

SALES: tipos y nomenclaturaUna sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :

          BASE    +    ÁCIDO → SAL       +      AGUA

                                  

EJEMPLO;

NaOH       +        H

Cl    →       NaCl      +   H2O

           

Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na+, de la base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-.También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas  y sales básicas.SALES NEUTRASResultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+)  por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;

NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL

__________________hídrico   __________________uro

hipo_______________oso hipo________________ito

__________________ oso ___________________ito

__________________ ico ___________________ato

per________________ico per________________ ato

se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo

     FeCl2   =  cloruro ferroso  FeCl3   =   cloruro férrico

Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así;Ejemplo:

FeCl2   =   cloruro de hierro ( II)

 FeCl3   =  cloruro de hierro (III) 

 Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo;Ejemplo:

        LiI      = Yoduro de Litio

 SALES HALOIDEAS O HALUROSSe forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijososo e ico ,  según la valencia del metal.EJEMPLO;

    Cu(OH)      +        HCl   →

      CuCl            +   H2O

         ácido clorhídrico  

  cloruro cuproso   

  

 

    2Fe(OH)3       +     H2S   →

       Fe2S 3        

   +  6H2O

          ácido sulfhídrico 

 

sulfuro férrico     

  

 Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc,  antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo; 

 PS3   =   trisulfuro de fósforo

 PS5    =    pentasulfuro de fósforo

OXISALESSe forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia del radical     (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran cambiando la terminación oso   del ácido porito e ico  por ato Ejemplo;

    KOH       +     HClO   →

   KClO             +  H2O

 ácido hipocloroso  

 

hipoclorito   de sodio    

  

    Al(OH)3    +      HNO3  →

Al(NO3)3         +   H2O

 ácido nítrico 

 nitrato de aluminio 

  

  SALES ÁCIDASResultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical.

EJEMPLO:

NaOH      +    H2CO3

       →

    NaHCO3      +   H2O

  ácido carbónico 

 

carbonato ácido de sodio ( Bicarbonato de sodio)   

  

 SALES BÁSICASResultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical.EJEMPLO:CuOHNO3  = nitrato básico de cobre (II)Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metalEJEMPLO:

    Cu(OH)2       +     HNO3

   →

   CuOHNO3   

+       H2O

                     ácido nitrico  

 

nitrato básico de cobre (II)   

  

SALES   DOBLES Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales respectivos.EJEMPLO:

Al(OH)3   +   →        

KOH +   H2SO4KAl(SO4)        

+   H2O

      ácidosulfurico  

 

sulfato de aluminio y potasio ( alumbre)   

  

Reacciones de neutralizaciónLas reacciones de neutralización, son las reacciones entre un ácido y una base, con el fin de determinar la concentración de las distintas sustancias en la disolución.Tienen lugar cuando un ácido reacciona totalmente con una base, produciendo sal y agua. Sólo hay un único caso donde no se forma agua en la reacción, se trata de la combinación de óxido de un no metal, con un óxido de un metal.

Ácido + base → sal + aguaPor ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Las soluciones acuosas son buenas conductoras de la energía eléctrica, debido a los electrolitos, que son los iones positivos y negativos de los compuestos que se encuentran presentes en la solución.Una buena manera de medir la conductancia es estudiar el movimiento de los iones en una solución.Cuando un compuesto iónico se disocia enteramente, se le conoce como electrolito fuerte. Son electrolitos fuertes por ejemplo el NaCl, HCl, H2O (potable), etc, en cambio, un electrolito débil es aquel que se disocia muy poco, no produciendo la cantidad suficiente de concentración de iones, por lo que no puede ser conductor de la corriente eléctrica.Cuando tenemos una disolución con una cantidad de ácido desconocida, dicha cantidad se puede hallar añadiendo poco a poco una base, haciendo que se neutralice la disolución.Una vez que la disolución ya esté neutralizada, como conocemos la cantidad de base que hemos añadido, se hace fácil determinar la cantidad de ácido que había en la disolución.

En todos los procesos de neutralización se cumple con la “ley de equivalentes”, donde el número de equivalentes del ácido debe ser igual al número de equivalentes de la base:Nº equivalentes Ácido = nº equivalentes Base

Los equivalentes dependen de la Normalidad, que es la forma de medir las concentraciones de un soluto en un disolvente, así tenemos que:

N= nº de equivalentes de soluto / litros de disoluciónDeduciendo : nº equivalentes de soluto = V disolución . NormalidadSi denominamos NA, como la normalidad en la solución ácida y NB, la normalidad de la solución básica, así como VA y VB, como el volumen de las soluciones ácidas y básicas respectivamente:NA.VA= NB. VB

Esta expresión se cumple en todas las reacciones de neutralización. Ésta reacción se usa para la determinar la normalidad de una de las disolución, la ácida o la básica, cuando conocemos la disolución con la que la neutralizamos, añadimos así, poco a poco un volumen sabido de la disolución conocida, sobre la solución a estudiar, conteniendo ésta un indicador para poder así observar los cambios de coloración cuando se produzca la neutralización.El valor del pH, definido como el – log[H+], cuando los equivalentes del ácido y de la base son iguales, se le conoce como punto de equivalencia. El punto de equivalencia puede ser práctico, o teórico.En el pH, la escala del 0 al 7, es medio ácido, y del 7 al 14, medio básico, siendo el valor en torno al 7, un pH neutro.Si valoramos la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, el punto equivalente teórico estará en torno a 7, produciéndose una total neutralización de la disolución. En cambio, si se estudia un ácido débil con una base fuerte, la sal que se produce se hidrolizará, añadiendo a la disolución iones OH-, por lo tanto el punto de equivalencia será mayor que 7. Y si es el caso de un ácido fuerte con una base débil, la sal que se produce se hidroliza añadiendo los iones hidronios, siendo asñi el punto de equivalencia menos que 7.Cuanto más cerca se encuentren los valores de los puntos teóricos y prácticos, menor será el error cometido.

Los ácidos fuertes, son aquellas sustancias que se disocian totalmente, cuando se disuelven en agua. Son ácidos fuertes el H2SO4, HCl, HNO3, etc.pH= -log [H+] = -log[ Ac. Fuerte]Ácidos de fuerza media: son aquellos que se disocian parcialmente, sus constantes ácidas o de disociación son mayores de 1 x 10^-3

Ácidos débiles: Son aquellos que no se disocian completamente. Cuando más pequeña es la constante ácida, más débil es la acidez.

Bases fuertes: se disocian totalmente, cediendo todos sus OH-. Bases fuertes son los metales alcalinos, y alcalinotérreos como pueden ser

NaOH, KOH, Ba(OH)2, etcpH= 14 + log [OH-]

Bases débiles: Se trata de aquellas que no se disocian completamente.Existen unas sustancias, llamadas indicadores, que generalmente son ácidos orgánicos débiles, éstas poseen la propiedad de cambiar de color cuando cambia la acidez de la disolución donde se encuentran.Por ejemplo, el papel tornasol, cambia a color azul al ser introducido en una disolución de carácter básico, y a color rojo, si la disolución es ácida.

Reacciones de neutralización

Una reacción de neutralización es aquélla en la cual reacciona un ácido (o un óxido ácido) con una base (u óxido básico). En la reacción se forma una sal y en la mayoría de casos se forma agua. El único caso en el cual no se forma agua es en la combinación de un óxido de un no metal con un óxido de un metal.

Considere los siguientes ejemplos de varios tipos de reacciones de neutralización:

Acido + base sal + agua

Esta reacción también se puede considerar como una reacción de doble desplazamiento en la que el ion hidrógeno del ácido se combina con el ion hidroxilo de la base para formar agua. Esto deja al ion sodio y al ion cloruro en la solución, la cual es una solución acuosa de cloruro de sodio. Para que se pueda visualizar que la reacción se llevó a cabo (ya que las dos soluciones son incoloras), se utiliza un indicador de fenolftaleína que cambia a color rosado cuando se agrega inicialmente al ácido y a éste se le va agregando la base hasta terminar la reacción.

Oxido de metal (anhídrido básico) + ácido ►agua + sal

Oxido de metal + óxido de no metal► sal

Como se indicó anteriormente en la unidad de reacciones de combinación, estas reacciones se pueden considerar como reacciones de neutralización. Puesto que el

óxido del metal es un anhídrido básico y el óxido de un no metal es un anhídrido ácido, la combinación de éstos para formar la sal es realmente un tipo de reacción ácido-base. Una forma de predecir el producto formado en reacciones de este tipo es considerar cuál base o hidróxido el óxido de metal formaría es estuviera en agua y cuál ácido el óxido del no metal formaría si estuviera en agua. Luego decidiendo cuál sal pueden formar el ácido y la base se determina el producto. Por ejemplo:

Hidrólisis

Literalmente significa destrucción, descomposición o alteración de una sustancia química por el agua. En el estudio de las soluciones acuosas de electrólitos, el término hidrólisis se aplica especialmente a las reacciones de los cationes (iones positivos) con el agua para producir una base débil, o bien, a las de los aniones (iones negativos) para producir un ácido débil. Entonces se dice que la sal de un ácido débil o de una base débil, o de ambos, de un ácido débil y una base débil, está hidrolizada. El grado de hidrólisis es la fracción del ion que reacciona con el agua. El término solvólisis se emplea para las reacciones de solutos con solventes en general.Fundamento teóricoUna sal se puede considerar que se forma a partir de un ácido y una base, el catión procede de la base, y puede tener carácter ácido, y el anión del ácido, por lo que puede tener carácter básico. Así, el KNO3, se forma por reacción de la base KOH (que aporta el catión K+) con el ácido HNO3 (que aporta el anión NO3-). Atendiendo a la fuerza del ácido y la base que dan lugar a la sal, existen cuatro tipos diferentes de hidrólisis:

1. Hidrólisis de sal de ácido fuerte-base fuerte como, por ejemplo, NaCl (Na+Cl-). Esta sal proviene del HCl (ácido fuerte) y del NaOH (base fuerte), por tanto Na+ y Cl-, serán respectivamente débiles. Na+ + H2O no hay reacción Cl- + H2O no hay reacción Por tanto el pH será neutro (no sufre hidrólisis ni el catión ni el anión)

2. Hidrólisis de sal de ácido débil-base fuerte como, por ejemplo, NaCN (Na+CN-). Esta sal proviene del HCN (ácido débil) y del NaOH (base fuerte), por tanto Na+ será débil y CN- fuerte. Na+ + H2O no hay reacción CN-+ H2O HCN + OH-. Se generan iones hidroxilo (iones hidróxido) , es decir elpH será básico (sufre hidrólisis el anión)

3. Hidrólisis de sal de ácido fuerte-base débil como, por ejemplo, NH4Cl (NH4+ Cl-). Esta sal proviene del HCl (ácido fuerte) y del NH3 (base débil), por tanto NH4+ será fuerte y Cl- será débil. Cl- + H2O no hay reacción NH4+ + H2O NH3 + H3O+. Se generan iones hidronio (hidroxonio) , el pH será ácido (sufre hidrólisis el catión)

4. Hidrólisis de sal de ácido débil-base débil como, por ejemplo, NH4CN (NH4+ CN-). Esta sal proviene del HCN (ácido débil) y del NH3 (base débil), por tanto NH4+ y CN- serán fuertes. NH4+ +H2O NH3 + H3O+ La constante de este equilibrio representará la Ka del NH4+ CN-+H2O HCN + OH- La constante de este equilibrio representará la Kb del CN- Si Ka > Kb , pH ácido; Si Ka < Kb , pH básico; Si Ka = Kb , pH neutro En este caso concreto Ka(NH4+) = 5,6·10-10 y Kb(CN-) = 2,0·10-5 Þ 2,0·10-5 > 5,6·10-10 Þ el pH será básico

Hidrólisis de los polisacáridosLos disacáridos y los polisacáridos deben ser hidrolizados hasta monosacáridos para poder pasar la pared intestinal para llegar al torrente sanguíneo y poder ingresar al interior de las células para su utilización.

La hidrólisis de un enlace glucosídico se lleva a cabo mediante la disociación de una molécula de agua del medio. El hidrógeno del agua se une al oxígeno del extremo de una de las moléculas de azúcar; el OH se une al carbono libre del otro residuo de azúcar. El resultado de esta reacción, es la liberación de un monosacárido y el resto de la molécula que puede ser un monosacárido si se trataba de un disacárido o bien del polisacárido restante si se trataba de un polisacárido más complejo.

Reacciones REDOX

La palabra REDOX es una sigla de óxido-reducción (en inglés, reduction-oxidation), lo cuál resume este tipo de reacciones: una sustancia se oxida y otra se reduce. Por lo general, a la sustancia que se oxida se le denomina agente reductor (debido a que provoca la reducción de la otra sustancia), mientras que a la sustancia que se reduce se le llama agente oxidante (provoca la oxidación de la otra sustancia). Pero, ¿en que consiste este tipo de reacciones? Una reacción REDOX consiste en el traspaso de electrones desde una sustancia X (agente reductor) hacia una sustancia Y (agente oxidante). Una aplicación en la vida cotidiana de este tipo de reacciones son las pilas que usamos a dierio en varios aparatps, como despertadores, calculadoras, relojes, celulares, etc..

Cabe destacar que en este tipo de reacciones, tanto la oxidación como la reduicción ocurren de manera simultánea (al mismo tiempo). A pesar de eso, la manera en la que se equilibria su ecuación química separa ambas situaciones, formándose lo que

se denoiminan las semirreacciones (de oxidación y reducción, respectivamente). En la primera, se anotan todas las sustancias involucradas en la oxidación, es decir, en la parte donde debiesen ir los reactantes se anota la especie que se va a oxidar, mientras que en lado de los productos se anota la especie ya oxidada. Análogamente, se hace una cosa similar para la semirreacción de reducción (S.R.R). Todo esto se ve en la Imagen 52, que muestra el ejemplo de la reacción entre Ag y CuSO4.  

Imagen 52: Reacción entre Ag y CuSO4.

  Pero, ¿qué significa ese cero sobre el símbolo de la Plata (en reactantes) y del Cobre (en productos)? Para contestar esta pregunta, debemos tener en cuenta el término de Estado de Oxidación (E.O). El Estado de Oxidación es un número irreal (no existe realmente, sino que es una creación humana para poder facilitar el estudio de este tipo de reacciones) que nos indica la tendencia de dicho elemento a captar electrones. Cada número de E.O va acompañado de un signo: si el elemento acepta electrones adquiere un signo menos (-), mientras que si cede, adquiere un signo positivo (+). Existen ciertas reglas que nos ayudan a conocer el E.O de todos los elementos de la tabla periódica, las cuáles son:

1. Si un elemento se encuentra en su estado fundamental, su E.O es igual a cero (0).2. El Oxígeno presenta E.O igual a -2 en todos los compuestos que forma, salvo en los Peróxidos donde su E.O es -1.3. El Hidrógeno presenta un E.O igual a +1 en todos sus compuestos, salvo en los Hidruros Metálicos, donde su E.O es -1.

4. Los cationes y aniones presentan un E.O igual a su carga.5. Si un Compuesto es neutro eléctricamente, entonces la suma de los E.O de sus elementos constituyentes es igual a 0.6. Si un Compuesto esta cargado eléctricamente, entonces la suma de los E.O de sus elementos constituyentes es igual a la carga.

Con esto, podríamos decir que si una especie aumenta su Estado de Oxidación, dicha especie se oxidó; mientras que si una sustancia disminuye su E.O, entonces se redujo. También cabe hacer notar que cuando un elemento presenta E.O = 0, se le coloca un 0 sobre su símbolo químico, tal y como lo que pasó con la Plata y el Cobre, en nuestro ejemplo anterior; y que si existe más de un elemento en un mismo compuesto, el E.O de dicho elemento se multiplica tantas veces como átomos hayan del elemento, por ejemplo, en el ácido sulfúrico (H2SO4) existen 2 Hidrógenos y 4 Oxígenos, por lo cual, para calcular el E.O del azufre , la ecuación matemática nos quedaría:

2 x H + S + 4 x O = 0

2 x (+1) + S + 4 x (-2) = 0 

2 + S - 8 = 0

S - 6 = 0

S = +6

  Volviendo al ejemplo de la Imagen 52, nosotros podríamos simplificar la semirreción de oxidación (S.R.O) y la semirreacción de reducción (S.R.R) eliminando los contraiones (en este caso, el ión sulfato), ya que no aportan nada para el equilibrio de la ecuación. Por ende, dichas semirreacciones me quedarían tal y como aparecen en la Imagen 53.

Imagen 53: Semirreacciones del ejemplo anterior.

  Existen distintas formas para equilibrar estas semirreacciones. La que veremos aquí se denomina método del ión-electrón y se ocupa en medio ácido, sin embargo, usaremos un truco para poder equilibrar la ecuación general en medio básico. Para equilibrar la ecuación según este método debe seguirse los pasos siguientes:

    1.    Se igualan los átomos centrales (cuando sea sea necesario) en ambos extremos de la semirreacción (Imagen 54)

Imagen 54: Ejemplo del paso 1. para equilibrar reacciones REDOX.

    2.    Si una sustancia presenta exceso de Oxígenos en relación a la otra, se añaden tantas moléculas de agua como oxígenos            sobrantes hayan (Imagen 55).

Imagen 55: Ejemplo del paso 2. para equilibrar reacciones REDOX.

    3.    Si a un costado de la semirreacción existe un exceso de Hidrógenos, al otro costado se agregarán tantos protones como exceso de           H exista (Imagen 56).

Imagen 56: Ejemplo del paso 3. para equilibrar reacciones REDOX.

    4.    Si existe un exceso de cargas positivas en un lado de la semirreacción, se agregarán electrones a ese lado de tal manera           que la carga neta sea igual en ambos extremos (Imagen 57).

Imagen 57: Ejemplo del paso 4. para equilibrar reacciones REDOX.

    5.    Se igualan los electrones en ambas semirreacciones multiplicándolas por lo que sea necesario para lograr esa igualdad (en la           Imagen 58 la S.R.R se multiplicó por 3 y la S.R.O se multiplicó por 5).

Imagen 58: Ejemplo del paso 5. para equilibrar reacciones REDOX.

    6.    Finalmente se suman ambas semirreacciones de la siguiente manera: todo aquello que se encuentre a un mismo lado de la           semirreacción se suma, mientras que lo que se encuentre al lado opuesto se resta (debido a eso se cancelan los electrones). 

           Todo esto se ve en la Imagen 59.

Imagen 59: Ejemplo del paso 6. para equilibrar reacciones REDOX.

De esta manera se equilibran las ecuaciones REDOX (en medio ácido). Ahora aplicaremos esto para el ejemplo inicial que teníamos (la reacción entre la Plata y el Sulfato de Cobre), por lo que las semirreacciones nos quedarían tal y como se muestran en la Imagen 60.

Imagen 60: Semirreacciones equilibradas del ejemplo de la Imagen 52.

  Y por último, sumando ambas semirreacciones nos quedaria lo que se muestra en la Imagen 61.

Imagen 61: Resultado final del ejemplo de la Imagen 52.

  Ahora bien, ¿cómo podemos saber que especie va a tender a oxidarse y cual a reducirse? Para eso se ocupa lo que se llama los potenciales de reducción estándar (E°), los cuales toman como referencia la reducción de 2 protones a hidrógeno gaseoso, tal y como se muestra en la Imagen 62.

Imagen 62: Semirreacción de reducción para el Hidrógeno.

  Como son potenciales, todos ellos se miden en Volts (V), la misma unidad que se usa para el voltaje de nuestras casas. A partir de este potencial se van sacando los otros, siendo números positivos todas aquellas sustancias que tiendan a reducirse y poseen un potencial negativo todas las sustancias que no tiendan a reducirse (es decir, que tiendan a oxidarse). Es así entonces como uno puede comparar dos sustancias y ver quien se oxidará y quien se reducirá.

  Se puede calcular también la diferencia de potencial (o voltaje) de reducción de la reacción general con la fórmula que aparece en la Imagen 63.

Imagen 63: Cálculo del Voltaje de reducción de una reacción.

  Siendo E°A/A- el potencial de reducción de la especie que se reduce y E°B/B+ el potencial de oxidación de la especie que se oxida. Esta diferencia de potencial siempre es un número positivo (si fuera negativo, entonces se dice que la reacción no ocurre en el sentido en el que está escrito). El de potencial de oxidación es análogo al de reducción, ya que su valor es igual al potencial de reducción pero con signo cambiado (por ejemplo, si el potencial de reducción de una sustancia X era +0,7; su potencial de oxidación será de -0,7). Sin embargo, en esta página web, nosotros hablaremos de manera casi exclusiva de los potenciales de reducción, que es lo que se usa para los cálculos. De esa manera, al ecuación d ela Imagen 63 se transforma en la de laImagen 64.

  Si todo esto lo aplicamos a nuestro ejemplo anterior (Imagen 52) entonces podríamos calcular su diferencia de potencial (Imagen 65).

Imagen 64: Cálculo de la diferencia de potencial de una reacción usando solo potenciales de reducción.

Imagen 65: Diferencia de potencial para el ejemplo de la Imagen 52.

  Sin embargo, estos valores fueron tomados para cuando la concentración era 1 mol/L y la presión era de 1 atm a 25°C. Si se desea trabajar a condiciones distintas, ya no es factible usar los potenciales de reducción estándar (E°), sino que simplemente ahora pasan a ser potenciales de reducción (E) y la manera de calcularlos es a través de la ecuación de Nernst (Imagen 66), la cuál muestra claramente que los potenciales dependen tanto de la temperatura como de la concentración.

Imagen 66: Ecuación de Nernst.

  En donde n es el número de electrones transferidos en la semirreacción, T es la temperatura en Kelvin (K = 273,15 + °C), R la constante de los gases ideales (8,31 J/(mol x K)) y F es la constante de Faraday (96.485,31 C/mol), [B] es la concentración (molar) de la especie reducida y [B+] es la concentración (molar)

de la  especie oxidada. Cabe hacer notar que la ecuación (2,3 x R x T) / F = 0,059 es válido exclusivamente para cuando T = 25°C (ó 298,15 K), si se trabaja a otras temperaturas se tiene que usar la expresión superior.

I.-   Ecuaciones   Químicas:

Definición: Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción:

A + BC AB + CEj. : La ecuación química que describe la reacción entre el magnesio y el oxígeno es:

2 Mg + O2 2 MgO Reactantes Producto

Significado de las ecuaciones químicas:a) Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos. En la ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesiob) Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos.En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio, reaccionan con una molécula ( o mole) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de óxido de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del producto, tomando como base los pesos atómicos de los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica) .

Características de las Ecuaciones Químicas:Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos.Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s), (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido, sólido o en solución acuosa respectivamente.El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.

II.- Reacciones Químicas:

Definición: Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambio es más fácil entre sustancias líquidas o gaseosas, o en solución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos reaccionantes.

También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen sustancias distintas a las que les dan origen.

Características o Evidencias de una Reacción Química:Formación de precipitados.Formación de gases acompañados de cambios de temperatura. Desprendimiento de luz y de energía.

Reglas:Ej. :En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones)No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren simultáneamente.No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los productos obtenidos.Na3N + 3H2O 3 NaOH + NH3

Tipos de Reacciones Químicas:A) De acuerdo a las sustancias reaccionantes:masa molecular:

Ej. :Reacciones de composición, adición o síntesis:Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor

Reacciones de descomposición:Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras más sencillas:

Ej. :

Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica.Reacciones de simple sustitución:Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes.Ej. :

Reacciones de doble sustitución:También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando hayintercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias. * Se presentan cuando las sustancias reaccionantes están en estado iónico por encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad, para formar sustancias que permanecen estables en el medio reaccionante:

Ej. :

Reacciones Reversibles:Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos.

Ej. :

Reacciones Irreversibles:Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos iniciales.

Ej. :

Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente irreversible.B) De acuerdo a su energía:En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta como luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la energía que se libera o absorbe.Reacciones Exotérmicas:Cuando al producirse, hay desprendimiento o se libera calor.

Ej. :

Reacciones Endotérmicas:Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo.Ej. :

La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por consiguiente:En una reacción exotérmica la entalpía es negativaEn una reacción endotérmica la entalpía es positivaC) Reacciones Especiales:Reacción de Haber:Permite obtener el amoniaco partiendo del hidrógeno y nitrógenosustancias:N2 + 3H2 ? 2NH3Reacción Termoquímica:En estas reacciones se indica la presión, temperatura y estado físico de las

Reacción de Combustión:En estas reacciones, el oxígeno se combina con una sustancia combustible y como consecuencia se desprende calor y/o luz. Las sustancias orgánicas pueden presentar reacciones de combustión completa o incompleta:- R. Completa: Cuando se forma como producto final CO2 y H2O (en caso de sustancias orgánicas)

Ej. :

R. Incompleta: Cuando el oxígeno no es suficiente, se produce CO y H2O, aunque muchas veces se produce carbón.

Reacción Catalítica:Se acelera por la intervención de sustancias llamadas catalizadores que permanecen inalterables al final de la reacción.Catalizador: Sustancia que acelera la reacción. No reacciona. Se recupera todoEj. :

Reacción REDOX:Reacciones en donde hay variación de los estados de oxidación de ls sustancias por transferencia de electrones.

Reacción de Neutralización:Consiste en la reacción de un ácido con una base.

III.- Mecanismo de Reacción:

Definición: Son las etapas en que ocurre una reacción química. La mayoría de las reacciones ocurren en varias etapas consecutivas, cada una de las cuales se denomina reacción elemental; el conjunto total de estas reacciones elementales, por las que transcurre una reacción global, se denomina mecanismo de reacción.

Según Fco. A. Villegas (Univ. de Colombia), para que se produzca una reacción química tal como:

Se requiere una serie de etapas intermedias o etapas sucesivas y simultáneas . Un posible mecanismo para la reacción mencionada es el siguiente:

En la primera etapa la molécula de A2 se descompone en dos átomos iguales de manera rápida.En la segunda etapa, la más lenta de todo el proceso, la molécula de B2 se divide también en dos átomos .En las etapas tercera y cuarta y que ocurren de manera simultánea, un átomo de A, se combina con un átomo de B, para formar el compuesto AB de manera más rápida que la etapa segunda.La suma algebraica de todas las etapas, resulta la reacción neta.Como se aprecia, cuando una reacción ocurre en varias etapas, generalmente una de ellas, es más lenta que las demás, actuando como reguladora de la velocidad de reacción global,, tomando por ello el nombre de etapa determinante o controlante de la velocidad de reacción.Ej. :

La reacción entre el cloruro de yodo y el hidrógeno, para formar yodo y cloruro de hidrógeno, si se realizara en una sola etapa, sería de tercer orden ( de segundo orden respecto al ICl y de primero respecto al H2), pero se ha encontrado experimentalmente que la reacción es de primer orden para ambos reactivos, y por tanto, de segundo orden global. Esto se puede entender suponiendo que la reacción ocurre en dos partes o etapas, como las siguientes:

La primera reacción es lenta, comportándose como la controlante de la velocidad, la que explica los resultados experimentales. Como es lógico, cuando una reacción ocurre en varias etapas, la suma de estas reacciones parciales es igual a la reacción final.IV.- Reacciones en Cadena:

Existen diversas reaccione químicas que ocurren en varias etapas, en las que además de formarse los productos, se regeneran los reactantes que dieron inicio a la reacción, formándose una especie de "cadena" en la que se repiten los eslabones, por lo que reciben el nombre de Reacciones en cadena.En estas reacciones es frecuente la intervención de radicales libres, esto es, moléculas o átomos que tienen normalmente una valencia sin saturar.Ej. : En la descomposición térmica del acetaldehído ocurre lo siguiente:a) CH3CHO CHO + CH3 (iniciación)b) H3CHO + CH3 CH4 + CO + CH3 (propagación)c) 2CH3 CH3 CH3 (terminación)El primer proceso, es una descomposición del acetaldehído en radicales formaldehído y metilo, produciéndose la reacción de iniciación de la cadena , (donde una molécula absorbe energía en forma de calor, luz o radiación ultravioleta) dando inicio al proceso total y produciéndose además radicales metilo, que son los portadores de la cadena y que tras el segundo proceso, llamado de propagación de la cadena, ( se lleva a cabo mediante el proceso de los radicales libres, uniendo dos elementos y dejando uno libre)puede causar la descomposición de muchas moléculas de acetaldehído. Si no fuera por la reacción tercera, llamada de terminación de la cadena,(los átomos se unen y forman moléculas) en donde se combinan entre sí los dos radicales metilo, la reacción no concluiría hasta terminar todo el acetaldehído, porque un solo radical metilo lo podría descomponer todo, puesto que al hacerlo según el segundo proceso, se regeneraría metilo. También se puede considerar la cadena inhibidora cuando un átomo choca con determinada molécula inhibiendo toda la reacción. Veamos otro ejemplo:En la ecuación:

Número de oxidación o estado de oxidación

Los compuestos químicos son eléctricamente neutros, excepto los iones cuando

los consideramos separadamente. Es decir, la carga que aporten todos los átomos

de un compuesto tiene que ser globalmente nula, debemos tener en un compuesto

tantas cargas positivas como negativas. Respecto a los iones, se dice que quedan

con carga residual.

Para entender qué significa esto de que un compuesto sea eléctricamente neutro,

veamos un ejemplo: tomemos el caso del ácido sulfúrico (H2SO4):

+1 +6 −2  

H2 a S b O4 c  

a   + b  +   c = 0

+2 +6 −8 = 0

 

El número que aparece sobre el símbolo del elemento debe colocarse como

superíndice y con el signo más (+) o el menos (−) puesto a su izquierda, para

diferenciarlo del número de carga de los iones en que el signo se pone a la

derecha del digito. Así,  H+1 para indicar el número de oxidación del Hidrógeno (+1)

y Ca2+ para indicar ión Calcio(2+).

Siguiendo la explicación de nuestro cuadro, los elementos se  han identificado con

las letras a, b y c para mostrar la ecuación que debe ser igual a cero.

Ahora bien, ese número de arriba representa algo que se llama número de

oxidación o estado de oxidación y representa la carga eléctrica que aporta cada

átomo en el compuesto y que sumadas debe ser igual a cero (eléctricamente

neutro).

Pero, en nuestro ejemplo, + 1 + 6 − 2 es igual a  +7 −2 = 5  (no es igual a cero como

debería ser). Claro, pero debemos fijarnos en que son dos átomos de hidrógeno

(H2), un átomo de azufre (S) y cuatro átomos de oxígeno (O4), así es que ese

numerito de arriba se debe multiplicar por el número de átomos de cada elemento

que participa en el compuesto, y nos quedará  +2 +6 −8 = 0.

Conocer el número de oxidación de los elementos de un compuesto es de vital

importancia para reconocer si una semirreacción es de oxidación o

de reducción en las reacciones de ese tipo (Ver: Reacciones Redox).

¿Qué es el número de oxidación? 

El número de oxidación es un número entero que representa el número de

electrones que un átomo recibe (signo menos) o que pone a disposición de

otros (signo más) cuando forma un compuesto determinado. 

Eso significa que el número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones,

o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y

será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que

tenga tendencia a cederlos.

El número de oxidación se escribe en números romanos:  +I, +II, +III, +IV, -I, -II, -III,

-IV, etc. Pero en esta explicación usamos caracteres arábigos para referirnos a

ellos: +1, +2, +3, +4, -1, -2, -3, -4 etcétera, lo cual nos facilitará los cálculos al

tratarlos como números enteros.

Importante

Más arriba dijimos que el número de oxidación es distinto al número de carga, pero

debemos agregar que en los iones monoatómicos (de un átomo) la carga eléctrica

coincide con el número de oxidación. Por ello es imprescindible recalcar que cuando

nos refiramos al número de oxidación el signo + o – lo escribiremos a la izquierda

del número, como en los números enteros. Por otra parte, la carga de los iones,

o número de carga,  se debe escribir con el signo a la derecha del dígito: Ca2+ ión

calcio (2+), CO32− ión carbonato (2−).

¿Será tan complicado saber cuál es el número de oxidación que le corresponde a

cada átomo?

Veamos. Dijimos que el número de oxidación  corresponde al número de electrones

que un átomo “recibe o pone a disposición” de otro, lo cual indica que ese número

puede ser variable en un mismo átomo.

En efecto, por ejemplo el Manganeso (Mn) puede tener número de oxidación  +2,

+3, +4, +6 y +7 (significa que al formar un compuesto puede “ofrecer” 2, 3, 4, 6 ó 7

electrones, dependiendo de ciertas condiciones).

Es inportante notar que el número de oxidación de todos los elementos aislados (es

decir no formanfo compuestos) es cero (0).

Hay algunos pocos elementos que, formando parte de un compuesto, tienen un

único número de oxidación. Esto será útil ya que si conocemos el número de

oxidación de esos pocos elementos será fácil deducir el de los otros elementos del

compuesto a partir de las configuraciones electrónicas.

Algunos números de oxidación aparecen en la tabla siguiente. Los números de

oxidación de los demás elementos los deduciremos de las fórmulas o nos los

indicarán en el nombre del compuesto, así de fácil.

Elemento

Nº oxidación

  Único Con el H y con

los metales

En

los oxácidos

Li, Na, K, Rb, Cs,

Fr, Ag, NH4+

(amonio)

+ 1    

Be, Mg, Ca, Sr,

Ba, Ra, Zn, Cd

+ 2    

B, Al, Ga, In, Tl,

Sc, Y, La

+ 3    

F − 1    

Cl, Br, I   − 1 + 1, + 3, + 5, +

7

S, Se, Te   − 2 + 4, + 6

O − 2   + 4, + 6

O en peróxidos

(Como en H2O2)

− 1    

N, P, As, Sb, Bi   − 3 + 3, + 5

C, Si, Ge, Sn, Pb   − 4 + 4

H (con no metales) + 1    

H (con metales) − 1    

       

 

Puntualicemos:

El hidrógeno (H) presenta número de oxidación +1 con los no metales y –1 con los

metales. 

El oxígeno (O) presenta el número de oxidación –2, excepto en

los peróxidos donde es –1.

Los metales alcalinos (grupo 1, o grupo del Li) tienen 1 electrón de valencia,

tenderán a perderlo poseyendo siempre en los compuestos número de

oxidación +1.

Los metales alcalinotérreos (grupo 2, o grupo del Be) tienen 2 electrones de

valencia, tenderán a perderlos poseyendo siempre en los compuestos número de

oxidación +2.

El grupo del B (grupo 13) tiene 3 electrones de valencia, tenderán a perderlos

poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación +3.

El grupo del C (grupo 14) tiene 4 electrones de valencia, que tienden a

compartirlos,  tienen número de oxidación +4 frente a los no metales, y número de

oxidación –4 frente a los metales y al H.

El grupo del N (grupo 15) tiene 5 electrones de valencia, tenderán a ganar 3

poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –3.

Los calcógenos (grupo 16, o grupo del O) tienen 6 electrones de valencia, tenderán

a ganar 2 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –2.

Los halógenos (grupo 17, o grupo del F) tienen 7 electrones de valencia, tenderán

a ganar 1 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –1.

Dentro de los metales de transición debemos saber que la Ag tiene número de

oxidación +1, el Zn y Cd tienen número de oxidación+2, y el Sc, Y y La tienen

número de oxidación +3.

Los grupos 14 al 17 presentan varios números de oxidación cuando formen

oxácidos (Ver: Oxácidos) .

Un par de ejemplos simples:

Cloruro de sodio

Na0 + Cl02 → Na+1Cl−1

Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes en

forma diatómica.

El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl), produciendo cloruro sódico. El número

de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están

equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del sodio combinado es +1, ya

que cede un electrón. El número de oxidación del cloro combinado es −1, ya que

acepta el electrón cedido por el sodio.

Oxido de aluminio

Al0 + O02 → Al+3

2O−23

El oxígeno (O) está presente en forma diatómica (gas).

El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio. El

número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están

equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del aluminio combinado es

siempre +3, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del oxígeno

combinado es −2, ya que acepta hasta 2 electrones.

Las reglas prácticas para conocer o descubrir el número de oxidación pueden

sintetizarse de la siguiente manera:

En las sustancias simples, es decir las formadas por un solo elemento,

el número de oxidación es 0. 

Por ejemplo:  Au0,   Cl20,  S80.

El oxígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con –2, a

excepción de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de oxidación  –1.

El hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está

combinado con un no metal, por ser éstos más electronegativos; y con –1 cuando

está combinado con un metal, por ser éstos más electropositivos.

En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la

carga del ión.

  Por ejemplo: 

Na1+ (Carga del ión)    Na+1 (Número de oxidación)    

S2−   (Carga del ión)     S-2 (Número de oxidación)

Al3+    (Carga del ión)    Al+3 (Número de oxidación)

Recordemos que los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2) forman iones de  carga

+1 y +2, respectivamente, y los del VIIA (17) y VIA(16), de carga –1 y –2 cuando

son monoatómicos. (Ver: Tabla periódica de los elementos)

Recordemos también que la suma algebraica de los números  de oxidación de los

átomos en un ion debe ser igual a la carga del ion.

Y que la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos en un

compuesto debe ser igual a (0).

Otros ejemplos:

a) Para calcular el número de oxidación del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a

la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en

los elementos cuyos números de oxidación conocemos, que son el Na: +1 y  el O: –

2

Na+12 Sx O–2

3

Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales en la parte

superior de cada elemento, pero si no se ponen debemos deducirlos (conocerlos).

La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la

especie en cuestión no posee carga residual (no es un ion):

(+1) •  2   +  X   + (–2) •  3 =  0

2 + X - 6 = 0

X =  + 4

Na+12 S+4 O–2

3

En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde

a él.

b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el ion Cr2O7=  (es lo mismo que

(Cr2 O7)2−) nos basaremos en el O con número de oxidación –2

(Crx2 O–2

7)2−

2 • X  + (–2) • 7  =  –2   (Suma igual a la carga del ión)

resolviendo, encontramos que   X = + 6

(Cr+62 O–2

7) 2−

Balanceo de una ecuación química

Balancear una ecuación significa que debe de existir una equivalencia entre el número de los reactivos y el número de los productos en una ecuación. Lo cual, existen distintos métodos, como los que veremos a continuaciónPara que un balanceo sea correcto: "La suma de la masa de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de lasMasas de los productos"Veremos 3 tipos de balanceo de ecuaciones químicas: Balanceo por TANTEO, OXIDO-REDUCCIÓN (REDOX) Y MATEMATICO O ALGEBRAICO:

BALANCEO POR TANTEO

Para balancear por este o todos los demás métodos es necesario conocer la Ley de la conservación de la materia, propuesta por Lavoisier en 1774. Dice lo siguiente"En una reacción química, la masa de los reactantes es igual a la masa de los reactivos" por lo tanto "La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma"Como todo lleva un orden a seguir, éste método resulta más fácil si ordenamos a los elementos de la siguiente manera:Balancear primero

Metales y/o no metalesOxígenos

HidrógenosDe esta manera, nos resulta más fácil, ya que el mayor conflicto que se genera durante el balanceo es causado principalmente por los oxígenos e hidrógenos.Balancear por el método de tanteo consiste en colocar números grandes denominados "Coeficientes" a la derecha del compuesto o elemento del que se trate. De manera que Tanteando, logremos una equivalencia o igualdad entre los reactivos y los productos.Ejemplo:Balancear la siguiente ecuación química:

Continuamos: ¿Cuántos oxígenos hay en el primer miembro? Encontramos 4 porque 3 mas 1 es igual a 4Y ¿Cuántos en el segundo? Encontramos 6 porque el dos (situado a la izquierda del Fe) se multiplica por el subíndice encontrado a la derecha del paréntesis final y se multiplica 2*3 = 6Por lo tanto en el segundo miembro hay 6 oxígenos.Entonces colocamos un 3 del lado izquierdo del hidrógeno en el primer miembro para tener 6 oxígenos

Posteriormente, Vamos con los hidrógenos, en el primer miembro vemos que hay 6 hidrógenos y en el segundo igualmente 6.Entonces concluimos de la siguiente manera:

Por lo tanto, la ecuación está balanceada.

BALANCEO POR EL MÉTODO DE ÓXIDO-REDUCCIÓNEs también denominado "Redox" y consiste en que un elemento se oxida y (hablar de oxidación se refiere a que un elemento pierda electrones y su valencia aumente) el otro se reduce (cuando el elemento gana electrones y su valencia disminuye) para éste método se siguen los siguientes pasos o reglas: 1. Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrán valencia cero 2. El hidrógeno tendrá valencia de +1 excepto en hidruros con -1 3. El oxígeno tendrá valencia de 2- excepto en los peróxidos con -1 4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1 5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2 6. Los alógenos tienen en sus compuestos con aluros oxidación -1 7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos 8. Si algún átomo se oxida su numero de oxidación aumenta y cuando un átomo se reduce, su numero de oxidación disminuyeEjemplo:Balancear la siguiente ecuación:

Si vemos la primera regla, esta nos dice que todos los elementos libres tendrán valencia cero, entonces vemos la ecuación y localizamos a los elementos libres, en este caso son el fierro y el hidrógeno, colocamos un cero como valencia.

Continuamos con las demás reglas y encontramos a los oxígenos e hidrógenos y les asignamos la valencia que les corresponde, establecidas en las reglas:

Para continuar, obtenemos la valencia de los elementos que nos sobran, en este caso el azufre y el fierro:Ubiquémonos en el azufre (S) del primer miembro en la ecuación

y posteriormente obtendremos la valencia del azufre. Quede claro que la del hidrógeno y la del oxígeno ya la tenemos.Para obtener la valencia del azufre, simplemente (pon mucha atención aquí) vamos a multiplicar la valencia del oxígeno por el número de oxígenos que hay. (En este caso hay 4 oxígenos) y hacemos lo mismo con el hidrógeno, multiplicamos su valencia por el número de oxígenos que hay. Queda de la siguiente manera

Ya que tenemos los resultados, ahora verificamos que todo elemento químico es eléctricamente neutro y lo comprobamos de la siguiente manera:Tenemos que llegar a cero. Buscamos cuanto falta de dos para ocho. Entonces encontramos que faltan 6, este número será colocado con signo positivo +

El 6 que acabamos de obtener es la valencia del azufre en el primer miembro.Ubiquémonos en el fierro del segundo miembro en donde se encuentra el compuesto

Localizamos al fierro. Para obtener su valencia primero denominamos si es monovalente o divalente etc. Ya que vimos que es divalente, necesitamos saber la valencia del radical sulfato, en este caso es

Para obtener la valencia del fierro, multiplicamos la valencia del radical (-2) con el subíndice que se encuentre fuera del mismoDespués lo dividimos entre el número de fierros que hay en el compuesto (en este caso hay dos fierros)Queda de la siguiente manera:

2 * 3 = 6 6/2 = 3El tres que acabamos de obtener es la valencia del fierro.Que nos quede claro, ya tenemos la valencia del fierro que es 3, ya tenemos la valencia del oxígeno que es -2, ahora nos falta la valencia del azufre (S) lo cual realizaremos algo similar con lo dicho con anterioridad:Multiplicamos la valencia del radical sulfato (-2) con el subíndice (3) y después con el número de oxígenos que hay dentro del paréntesis (4).

Obtenemos un total de 24. Este número que resultó se le llama valencia parcialDespués continuamos con el fierro. Ahora ya que tenemos que la valencia del fierro es 3 entonces multiplicamos la valencia por el numero de fierros que hay (hay 2)Y nos da un resultado de 6.Entonces:

Tenemos 6 y tenemos -24, de 6 a 24 ¿Cuánto falta?Respuesta: +18

Ahora el 18 lo dividimos entre el número de azufres que hay: nos da un total de 6 o sea +6.Y de esta manera ya obtuvimos todas las valencias del compuesto químico:

Ahora, vamos a verificar cuál elemento se oxida y cual se reduce, para esto, chequemos las valencias de los elementos, debemos verificar que en los dos miembros estén iguales.Si vemos al fierro en el primer miembro y luego lo vemos en el segundo. Encontramos que sus valencias ya no son las mismas por tanto el elemento se está oxidando porque aumenta su valencia de cero a 3

Ahora, si nos fijamos en el hidrógeno del primer miembro, se está reduciendo con el hidrógeno del segundo miembro:

Entonces la ecuación queda de la siguiente manera:

Ahora, para poder completar el balanceo, (atención) vamos a intercambiar los números que se oxidaron o redujeron. Esto es el 3 y el 1.El 3 lo colocaremos en el lugar del 1 y el 1 en el lugar del 3

Estos números resultantes se colocan de lado izquierdo de los elementos que se oxidaron o redujeron.El número 1 (que por lo general no se escribe) se coloca de lado izquierdo del fierro en los dos miembros.El número 3 se coloca de lado izquierdo del hidrógeno en los dos miembros quedando de la siguiente forma:

Entonces de esta manera podemos deducir que la ecuación está balanceada, pero, no es así, uno de los pasos para terminarla es: "Una vez obtenidos los números de la ecuación, se completará con método de tanteo".Verificamos si así está balanceada:

1= Fe =23= S =3

12= O =126= H =6

Con este insignificante 2 que acabos de encontrar en el fierro del segundo miembro LA ECUACIÓN NO ESTÁ BALANCEADA aunque los demás átomos lo estén.Completamos por tanteoEn el primer miembro (Fe) hay 1 átomo, en el segundo 2, entonces colocamos un 2 en el primer miembro y…YA ESTÁ BALANCEADA.Con esto finalizamos el método de REDOX.

BALANCEO POR EL MÉTODO ALGEBRAICO/MATEMATICO

Se siguen los siguientes pasos: Escribir sobre cada molécula una literal, siguiendo el orden alfabético. Enlistar verticalmente los átomos que participan en la reacción A la derecha del símbolo de cada elemento que participa se escribe el número de veces que el elemento se encentra en cada molécula identificada por letra. Si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en mas de una molécula, se suman y se escribe cuantas veces está presente en una molécula Se cambia la flecha por un signo igual = Se enlistan las letras que representan las moléculas y a la letra más frecuente se le asigna el valor de uno Los valores de las letras se obtienen por operaciones algebraicasEjemplo:Balancear la siguiente ecuación:

Aplicamos el segundo paso:CaCOHContinuamos con el tercer paso:Ca: (Ca está en "a" del primer miembro y en "c" en el segundo por lo tanto) a=cC: (C está 2 veces en "a" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2a = 2dO: (O está en "b" y 2 veces en "c" por lo tanto) b = 2cH: (H está 2 veces en "b", 2 en "c" y 2 veces en "d" por lo tanto) 2b = 2c + 2dLe asignaremos el valor de "1" a C

El 1 no se escribe pero si notamos la literal "b" son dos literales "b" por lo tanto el valor que se haObtenido es el mismo y solo se anota en lugar correspondiente.