Química 11

ALGUNOS CONCEPTOS IMPORTANTES:

Número de oxidación: el concepto de número de oxidación se define como la carga asignada a cada átomo del elemento en cuestión en un compuesto, considerando que todas las uniones químicas en él son iónicas. Esto da lugar a la aparición de valores positivos o negativos para los números de oxidación. Consideraciones:

1. A los elementos en su estado no combinado (sustancias simples) se les asigna número de oxidación cero (0)
   Ejemplos metales Fe, Li, Na, Hg
   no metales O₂, F₂, N₂, He, P
2. Para compuestos neutros, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos involucrados, multiplicados por sus respectivas atomicidades, deben ser igual a cero.
   Para iones, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos involucrados, multiplicados por sus respectivas atomicidades, deben ser igual a la carga del ion।
3. El hidrógeno presenta habitualmente número de oxidación +1.
   Ejemplos: HF, HCl, H₂SO₄, H₂O₂
   Excepción: cuando se combina con metales dando lugar a compuestos binarios, su número de oxidación es –1.
   Ejemplos: LiH, CaH₂, AlH₃
4. El oxígeno presenta habitualmente número de oxidación –2.
   Ejemplos: CaO, Na₂O, Na₂SO₄
   Excepciones:
   cuando el oxígeno forma peróxidos o peroxiderivados, su número de oxidación es –1 Ejemplos: Na₂O₂, CaO₂, Na₂S₂O₈
   cuando el oxígeno forma superóxidos, su número de oxidación es –1/2.
   Ejemplos: NaO₂, CaO₄
   cuando el oxígeno se combina con el flúor, su número de oxidación es +2।
5. Los elementos del grupo IA de la tabla periódica presentan en todos sus compuestos el número de oxidación +1
   Ejemplos: NaF, Fr₂SO₄, K₂O₂ (peróxido)
6. Los elementos del IIA de la tabla periódica presentan en todos sus compuestos el número de oxidación +2
   Ejemplos: Ca, BaSO₄, BaO₂ (peróxido)
7. a) el elemento más electronegativo, el flúor, presenta en todos sus compuestos el número de oxidación -1
   Ejemplos: NaF, CaF₂, BF₃, NH₄F, PF₅
   b) los elementos Cl, Br y I presentan habitualmente número de oxidación –1.
   Ejemplos: NaCl, LiBr, KI, FeCl₃
   Excepciones:
   - cuando forman compuestos ternarios con oxígeno y metal o hidrógeno pueden presentar número de oxidación +1, +3, +5 y +7.
   Ejemplos: NaClO₃, Ba(BrO₃)₂, HClO, KClO₄
   - cuando se unen entre sí formando los compuestos llamados interhalógenos, los números de oxidación pueden también tomar los valores +1,+3, +5 y +7.
   Ejemplos: IF₇, ICl₃, ClF₃, ICl, BrF
   

Balanceo de ecuaciones:

Para balancear una ecuación química por tanteo se tienen en cuenta las siguientes consideraciones:

1. La cantidad de reactivos debe ser igual a la cantidad de productos pues "la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma" (Antoine-Laurent de Lavoisier)
2. Es necesario determinar cuáles son los reactivos, los productos y sus estados (Consúltelos si no lo sabe)
3. Comience balanceando los METALES si los hay, asignando valores enteros como coeficientes (¿si sabe lo que es un coeficiente en química y en donde se coloca?), recuerde que las leyes de la química dicen que las fórmulas de las moléculas representan las proporciones en las que se encuentran los átomos para adquirir su estabilidad, ¡LOS SUBÍNDICES SON PARA ELLO!, por eso NUNCA se puede alterar una fórmula, lo único que se puede hacer es asignar los coeficientes antes mencionados.
4. Cuando todos los metales presentes en la ecuación estén balanceados, continúe con los NO METALES, DIFERENTES A OXÍGENO E HIDRÓGENO, (si es necesario borrar algún coeficiente previamente asignado a una fórmula, no se preocupe, recuerde que usted esta balanceando por tanteo o ensayo y error)
5. Balancee los OXÍGENOS y cuando estos estén listos, los hidrógenos, si los hay, quedarán listos. (si no hay oxígenos, pues balancea los hidrógenos presentes!!!)
6. Si al terminar los hidrógenos no quedan balanceados, usted tuvo un error y debe volver a comenzar

AUNQUE EN CLASE NO HEMOS TOCADO EL TEMA DE LAS ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN, ES NECESARIO QUE USTED POR SU PROPIA CUENTA CONSULTE COMO ES EL PROCEDIMIENTO, PUES SE UTILIZARÁ EN PRÓXIMAS CLASES.

Conceptos clave

• Equivalente gramo o gramo equivalente: En química, un equivalente es la unidad de masa que representa a la mínima unidad que puede reaccionar. Por esto hay distintos tipos de equivalentes, según el tipo de reacción en el que interviene la substancia formadora. Otra forma de definir al equivalente de una sustancia es como la masa de dicha sustancia dividida por su peso equivalente.
  

  El peso equivalente es el peso molecular de la sustancia dividido entre el número de protones (si es un ácido), el número de hidroxilos (si es una base), el número de ligandos (si es una especie formadora de sales), o el número de electrones que intercambia (si es un par redox).
  

  En ocasiones, podemos conocer la cantidad de equivalentes (#Eq) en un determinado volumen (V), despejando la fórmula de normalidad (N). #Eq=N x V ( ver nota)
  

• Normalidad ( ver nota) la normalidad es una unidad de concentración que se emplea en ocasiones, en especial al tratar ácidos y bases. El uso de la normalidad se enfoca principalmente a las cantidades de H⁺ y OH^- disponibles en una reacción ácido – base, sin embargo también es útil su utilización en sales y reacciones redox, en donde las cantidades de electrones ligantes y transferidos, respectivamente, son importantes para definir el curso de una reacción o formación de enlace. La normalidad se define como la cantidad de equivalentes presentes en cada litro de solución: N = #Eq / L