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Lecciones de química
Curso: Lecciones de química > Unidad 16
Lección 1: Reacciones de oxidación-reducción- Oxidación y reducción
- Tendencias del estado de oxidación en la tabla periódica
- Práctica de determinación de los estados de oxidación
- Estados de oxidación inusuales del oxígeno
- Balancear ecuaciones redox
- Agentes oxidantes y reductores
- Desproporción
- Ejemplo resuelto: Balancear una ecuación redox simple
- Ejemplo resuelto: Balancear una ecuación redox en una solución ácida
- Ejemplo resuelto: Balancear una ecuación redox en una solución básica
- Titulación redox
- Reacciones de oxidación–reducción (redox)
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Ejemplo resuelto: Balancear una ecuación redox simple
Una ecuación redox se puede balancear con el siguiente procedimiento: (1) Dividir la ecuación en dos medias reacciones. (2) Balancear cada media reacción en masa y carga. (3) Igualar el número de electrones que se transfieren en cada media reacción. (4) Juntar las medias reacciones. En este video usaremos estos pasos para balancear la ecuación redox de la reacción entre el metal aluminio e iones de hidrógeno. Creado por Sal Khan.
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Transcripción del video
Lo que tenemos aquí es una reacción redox:
los elementos se están reduciendo y oxidando, de ahí el nombre redox. Y queremos balancearla, y
cuando hablamos de balancear una reacción redox, lo que queremos es asegurarnos de conservar la
masa y la carga en ambos lados de la reacción. Entonces, ¿cómo hacemos eso? Bueno, el primer
paso es asignar números de oxidación o estados de oxidación a cada uno de los elementos
constituyentes en cada lado de la reacción y así sabremos quién se oxida y quién
se reduce, luego podemos establecer las semirreacciones que luego podremos balancear.
Muy bien, primero veamos este aluminio de aquí: tiene un estado de oxidación o un número de
oxidación 0, es aluminio por sí solo; luego podemos ver este hidrógeno que realmente es sólo
un protón aquí, así que la carga es 1 positivo, y entonces la carga hipotética también es 1
positivo, que sería su número de oxidación o su estado de oxidación. Y, luego, cuando
llegamos al lado derecho de esta reacción, vemos que el aluminio ahora tiene una carga
positiva de 3, entonces su número de oxidación también sería 3 positivo, y podemos ver aquí
que el hidrógeno, en realidad ahora tenemos 2, así que tendremos que lidiar con eso más adelante,
ya que de este lado sólo tenemos 1. Ahora, cada uno de estos hidrógenos tiene un número
de oxidación 0, no acaparan electrones ni los pierden, sólo hay 2 hidrógenos unidos entre
sí. Muy bien, ahora que hemos asignado números de oxidación podemos averiguar quién se oxida y
quién se reduce. Entonces, si vemos el aluminio, el aluminio pasa de un número de oxidación de 0
a 3 positivo, y si el número de oxidación aumenta significa que se está oxidando. También
puedes recordar la mnemotecnia GER PEO: ganar un electrón es reducción, perder un electrón
es oxidación. Como está perdiendo electrones tiene una carga más positiva, pero su número de
oxidación está aumentando, por lo que se está oxidando. Y si vemos el hidrógeno, pasamos de 1
positivo a 0; si el número de oxidación disminuye entonces se está reduciendo, reducido. Así que
ahora establezcamos las dos semirreacciones: la semirreacción de oxidación para el aluminio
y luego la reducción para el hidrógeno. Primero para el aluminio tenemos un sólido de aluminio
y su media reacción se convertirá en una forma de aluminio con una carga de 3 positivo en estado
acuoso, así que primero balanceemos esto sólo por la cantidad de aluminios que tenemos: tenemos 1
aluminio a la izquierda, 1 aluminio a la derecha, esto parece balanceado. Ahora intentemos
balancearlo por carga: no tenemos carga aquí, así que deberíamos tener un total de carga 0
a la derecha, pero aquí tenemos 3 positivo, entonces lo que tenemos que hacer es agregar
algunos electrones. Permíteme agregar 3 electrones aquí y listo, hemos balanceado la carga. Y
ahora analicemos el hidrógeno. Tenemos un protón a la izquierda, es una solución acuosa,
y luego a la derecha sólo tenemos moléculas de hidrógeno neutras. Primero balanceemos el número
de hidrógenos: tenemos 2 a la derecha, 1 a la izquierda, así que vamos a tener que poner un 2
aquí. Ya balanceamos la cantidad de hidrógenos, y ahora vamos a balancear la carga, así que
veamos: en el lado derecho no tenemos carga neta, mientras que en el lado izquierdo, justo aquí,
tenemos una carga neta positiva de 2, entonces, para balancear esto tengo que poner 2 electrones
en el lado izquierdo, entonces agregaré aquí los 2 electrones, y ahora parece que la carga
está balanceada. Ahora, lo que queremos hacer a continuación es balancear el número de electrones
que tenemos en el lado derecho y en el lado izquierdo de esta semirreacciones. ¿Y cómo podemos
hacer eso? Veamos, hay 3 aquí y 2 aquí, el mínimo común múltiplo -recordando un poco de matemáticas
básicas- de 3 y 2 es 6, entonces podemos llevar estos 2 a 6, ¿y cómo lo hacemos? Bueno, podemos
multiplicar esta semirreacción de arriba por 2. Permíteme hacerlo: multiplico esta semirreacción
por 2 y multiplico esta semirreacción de abajo por 3. ¿Por qué funciona esto? Bueno, 2 x 3 electrones
nos dará 6 electrones y 3 x 2 electrones nos dará 6 electrones. Permíteme reescribir esto: si
multiplico por 2 tendremos 2 aluminios en estado sólido y luego en el lado derecho de esta
media reacción, estoy multiplicando todo por 2, así que ahora tengo 2 aluminios más 3 en solución
acuosa, y luego también estoy multiplicando estos electrones por 2, entonces más 6 electrones.
Voy a hacer esto aquí abajo: 3 x 2 electrones nos va a dar 6 electrones, y luego voy a
multiplicar este 3 x 2, lo que nos dará 6 protones de hidrógeno. Entonces, más 6 protones
de hidrógeno que están en una solución acuosa; y luego del lado derecho se multiplico por 3,
tengo 3 moléculas de hidrógeno, cada una de ellas con 2 átomos de hidrógeno. Y ahora he balanceado
el número de electrones en ambos lados, sólo nos falta sumar estas dos semirreacciones, y si sumo
las 2 semirreacciones ¿qué obtengo? Entonces, en el lado izquierdo voy a sumar todas estas
cosas: 6 electrones + 2 aluminios + 6 protones de hidrógeno, y luego en el lado derecho voy a
sumar todas estas cosas: 2 aluminios, ahora con una carga de 3 positivo en una solución acuosa
voy a tener los 3 hidrógenos, o mejor dicho, 3 moléculas de hidrógeno, de hecho hay 6
hidrógenos aquí; luego tengo los 6 electrones, tengo 6 electrones a la izquierda, 6 electrones a
la derecha, los cancelo y ahora aquí está nuestra reacción redox balanceada, balanceada tanto para
la masa como para la carga. Y hemos terminado.