Número De Oxidación: El número de
oxidación de un átomo en
una molécula o en un ión, es su carga aparente
cuando(a) los e compartidos entre los átomos más
electronegativos y (b) los e compartidos entre los átomos
iguales se dividen equivalentemente. El número de
oxidación puede obtenerse aplicando el siguiente conjunto
de reglas.
- Los elementos libres (incluso los de forma molecular,
por ejemplo, O2) tienen un número de
oxidación de cero (n-0).n Fe = +2 en el ión Fe+2. En
especies neutras, la suma de los números de
oxidación debe ser igual a cero (igual que la carga
total) en el HCL, n H = 1 n Cl = -1 n
H + n Cl = 0. En especies más
complicada (iones + o – ) la suma de los números de
oxidación debe ser igual a la carga total; en el
NH4+ , n N + 4nH = +1 ; -3
+4(-1) = +1 - Los iones monoatómicos tienen un número
de oxidación equivalente a la carga - En los compuestos, los Metales
alcalinos (Li, Na, K, etc.) siempre tienen número de
oxidación +1 y los alcalinotérreos (Ca, Ba, Mg,
Zn) tiene +2. Los halógenos (F, Cl, Br, I) tienen
número de oxidación -1. - El Hidrógeno tiene un número de
oxidación +1 en todos los compuestos, con la
excepción de los hidruros del metal (tales como KH,
hidruro de potasio), en donde nH = -1. - El oxígeno tiene en los compuestos un
número de oxidación de -2, excepto en los
peróxidos que el número de oxidación puede
tomar valores
diferentes. Ejemplo: H2O2 peróxido
de hidrógeno o agua
oxigenada n0 = -1 , en el NaO2
peróxido de sodio n O= – ½ (fraccionario). Como
el flúor es más electromagnético que el
oxígeno puede formar fluoruro de oxígeno
(OF2) donde el7 número de oxidación
del Fluoruro es -1 y el del oxígeno es +2.
Dada la definición de los números de
oxidación, podemos definir oxidación como un
aumento en el número de oxidación (correspondiente
a una pérdida de e ).
Antes de estudiar los pasos para igualar ecuaciones
REDOX por el método del Número de Oxidación
determinaremos algunos números de oxidación en
compuestos moleculares, iónicos y en ecuaciones
químicas.
Problemas Resueltos:
- Indique los números de oxidación en
cada uno de los elementos que forman parte de estas
moléculas o iones.
- Na2S2O3 b)
Ca(H2PO4)2
c)
S4O6 -2 d)
S2O7-2 - Soluciones:
a) Na2S2O3
+2+2x – 6 = 0 > 2x = 6 – 2 > 2x = 4
> x = 4/2 = + 2
Entonces, Na2S2O3
b) Ca (H2PO4)2
+ 2 + 4 + 2x
– 16 – 0
+6 + 2x – 16 = 0 > 2x = 16 – 6 > 2x = 10 > x
= 10/2 = +5
Entonces, Ca (H2 P
O4)2
c) S4
O6-2 4 nS + 6 n O = -2
n O = -2 4 nS + 6(-2) = -2
4 n S+ (-12) = -2
4 nS =12 -2
4 nS = 10
nS = 10/4
d) S2
O7-2 2 nS + 7 no = +2
no = -2 2 nS+ 7 (-2) = -2
2 nS + (-14) = -2
2 nS – 14 = -2
2 nS = 12
nS= 12/2
2.- Indique los números de oxidación de
cada uno de los elementos en la siguiente ecuación:
I2 + HNO3 HIO3 + NO +
H2O
I2 + HNO3 HIO3 + NO +
H2O
I2 + HNO3 HIO3 + NO
n N = +5 n1 = +5 n N = +2
I2 + HNO3 HIO3 + NO +
H2O
Para determinar números de oxidación en
ecuaciones no hace falta plantear estas ecuaciones, se pueden
asignar por simple inspección (con la
práctica).
Pasos Para Igualar Ecuaciones Por Método Del Número
De Oxidación
Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:
Mg + O2 MgO
1.- Se determina el número de oxidación de
cada uno de los elementos en la ecuación:
Mg + O2 MgO
Se determina el elemento que se oxida (aumenta el
número de oxidación) y el que se reduce (disminuye
el número de oxidación)
Mg + O2 Mg
OXIDA (-e)
REDUCE(+e)
3.- Se extrae el elemento oxidante y el reductor en dos
semireacciones.
Oxidación Mg Mg+2 Ag. Reductor
Reducción O2 O-2 Ag.
Oxidante
4.- Se balancea por inspección ambas
reacciones.
Mg Mg +2
O2 2O-2
5.- Se determina el número de e perdidos por el
agente reductor y los ganados por el agente oxidante (igualando
la carga).
Mg Mg+2 + 2e-
O2 + 4e 2O-2
6.- Se verifica si los e perdido por el agente reductor
son iguales a los e ganados por el agente oxidante (Igualando la
carga).
2 Mg Mg+2 + 2e = 2Mg 2Mg-2 + 4 e
O2 + 4e 2O-2 = O2 + 4e
2O-2
7.- Se suman algebraicamente a miembro las dos
semirreacciones (se deben anular o cancelar los e ).
2Mg 2 Mg+2 + 4 e
O2 + 4 e 2O-2
8.- Se trasladan los coeficientes de la ecuación
resultante a la ecuación original y luego se balancea por
simple inspección.
2Mg + O2 2MgO
Problemas resueltos:
- Balancee siguiendo el método del número
de oxidación. - a) I2 + HNO3 HIO3 +
NO + H2O - b) Cl2 + KOH KClO3 + KCl +
H2O - c) H2SO3 + HNO2
H2SO4 + NO + H2O
Soluciones:
a) I2 + HNO3 HIO3 + NO +
H2O
Se Oxida (-e )
Se Reduce (+)
10 x (N+5 + 3 e N+2
3I2
6I+5 + 30 e
10 N+5 + 30 e 6I+5 +
10N+2
Trasladamos los coeficientes a la ecuación
original
3 I2 + 10 HNO3 + 10 NO + H2O y
balanceamos la ecuación por simple inspección.
3 I2 + 10 HNO3 6 HIO3 + 10 NO +
2 H2O
b) Cl2 + KOH KCIO3 + KCI +
H2O
Se oxida (- e )
Se reduce ( +e -)
Aquí el Cl2 actúa como oxidante y como
reductor, por lo tanto es una reacción de
dismutación.
1 x (Cl2 2 Cl+5 + 10 e ) Ag. Reductor
5 x (Cl2 + 2 e 2 Cl+5) Ag. Oxidante
CI2 2Cl+5 + 10 e
5 CI2 + 10 e 10 Cl-1
6 CI2 2
Cl+5 + 10 Cl-1
Simplificando tenemos
3 Cl2 Cl+5 + 5
Cl-1
Trasladamos los coeficientes a la
ecuación original
3 Cl2 + KOH KClO3 – 5KCl +
H2O
y balanceamos las ecuaciones por simple inspección
3 Cl2 + 6KOH KClO3 + 5KCl +
3H2O
c) H2SO3 + HNO2
H2SO4 + NO + H2O
Se oxida (- e )
Se reduce ( + e )
1 x (S+4 S+6 +2 e ) Ag. Reductor
2 x (N-3 – e N+2 ) Ag. Oxidante
S-4 S+6 + 2 e
2 N+2 + 2 e 2N+2
Trasladamos los coeficientes
H2SO3 + 2 HNO2
H2SO4 + 2 NO + H2O
Inspeccionamos la ecuación, verificamos que cumple con el
balance de masas (Ley de la
conservación de la materia).
Autor:
Prof. Carlos R. Salas Carmona