Definicion_de_numero_de_oxidacion

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Definición de numero de oxidación
El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
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.
Durante el proceso (oxidación), el número de oxidación del elemento aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación disminuye.
Reglas para determinar el número de oxidación de un elemento 
El número de oxidación:
· Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
· Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
1. El número de oxidación de un elemento libre es cero. Por ejemplo los metales no disueltos (Cu, Zn, Al…) o los gases diatómicos (O2, Cl2, F2…).
2. En los iones de un único átomo, el estado de oxidación o número de oxidación de dicho átomo coincide con la carga del ión. Por ejemplo, en el caso de los alcalinos catiónicos el estado de oxidación es +1 (Li+, Na+, K+…) y en el caso de los alcalinotérreos +2 (Ca+2, Mg+2…). Del mismo modo será para los demás metales, por ejemplo, en el Fe(II) el estado de oxidación es +2 y en el Fe(III) +3.
3. El número de oxidación del flúor, F, es siempre -1, por ser el átomo más electronegativo que existe.
4. El número de oxidación del oxígeno es siempre -2, con dos excepciones:
1. Cuando el oxígeno se combina conflúor, su número de oxidación es +2.
2. Cuando el oxígeno se halla formando un peróxido, como el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2, su número de oxidación es -1.
5. El número de oxidación del hidrógeno es siempre +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1 (por ejemplo hidruro sódico, HNa).
6. Algunos elementos tienen distinto estado de oxidación en función del compuesto que están formando. Por ejemplo, el estado de oxidación del nitrógeno en el monóxido de nitrógeno, NO, es +2, mientras que el estado de oxidación del nitrógeno en el dióxido de nitrógeno, NO2, es +4.
7. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un compuesto ha de ser igual a su carga, es decir:
1. Si es un compuesto neutro, la suma algebraica de sus números de oxidación será cero.
2. Si es un catión o un anión será igual a la carga del ión. Por ejemplo, en el caso del anión perclorato, ClO3–, la suma algebraica de los números de oxidación será -1. En este caso, el oxígeno tiene estado de oxidación -2, por lo que (-2)·3 = -6. De este modo, para que la suma algebraica sea -1, el estado de oxidación del cloro ha de ser +5.
Definición de elemento oxidado:
Pierde electrones cuando pasa de reactivo a producto
Definición de elemento reducido:
Gana electrones cuando pasa de reactivo a producto 
Pasos o etapas para balancear por redox 
1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.
2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación
3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción
4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0
5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa
Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo
Definición de agente oxidante
Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación
Definición de agente reductor 
Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción.
Pasos para balancear por ion electrón
1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales). 
2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor
3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :
4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:
5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+(iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.
6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)
7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto.
8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.