Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)


Las reacciones redox, o reacciones de reducción-oxidación, son una clase importante de reacciones químicas. Involucran la transferencia de electrones entre dos sustancias. Una forma sencilla de reconocer una reacción redox es que implica un cambio en los estados de oxidación de los átomos. El equilibrio de estas reacciones es importante para entender cómo ocurre la transferencia de electrones.

Entendiendo oxidación y reducción

Antes de profundizar en los métodos de balances, es importante entender los conceptos de oxidación y reducción:

  • Oxidación: se refiere a la pérdida de electrones. Cuando un elemento pierde electrones, su estado de oxidación aumenta.
  • Reducción: se refiere a la ganancia de electrones. Cuando un elemento gana electrones, su estado de oxidación disminuye.

Una frase mnemotécnica común es Oil Rig: Oxidation is loss, reduction is gain (La oxidación es pérdida, la reducción es ganancia).

Métodos para balancear reacciones redox

Existen dos métodos principales comúnmente utilizados para balancear reacciones redox: el método del número de oxidación y el método ion-electrón (también llamado método de las semirreacciones). Vamos a ver cada método en detalle.

Método del número de oxidación

El método del número de oxidación involucra rastrear el cambio en el número de oxidación para balancear la reacción. Aquí están los pasos:

  1. Asigna números de oxidación: Determina los números de oxidación de todos los átomos en la ecuación no balanceada.
  2. Identifica pares redox: Identifica qué elementos se oxidaron y cuáles se redujeron.
  3. Escribe los cambios: Escribe el aumento y la disminución en el número de oxidación.
  4. Balancea el cambio en el número de oxidación: Usa coeficientes para igualar el aumento y la disminución en el número de oxidación.
  5. Balancea los átomos y cargas restantes: Termina de balancear la ecuación asegurándote de que los átomos y las cargas estén equilibrados.

Ejemplo del método del número de oxidación

Considera la reacción entre zinc y ácido clorhídrico:

Zn + HCl → ZnCl2 + H2
  1. Especifica el número de oxidación:
    Zn: 0, H: +1, Cl: -1 Zn en ZnCl2: +2, Cl en ZnCl2: -1, H en H2: 0
  2. Identifica los pares redox:
    Zn se oxida de 0 a +2 H se reduce de +1 a 0
  3. Escribe el cambio en el número de oxidación:
    Zn: 0 → +2 (oxidación) H: +1 → 0 (reducción)
  4. Cambio de equilibrio en el número de oxidación:
    2 electrones perdidos por Zn = 2 electrones ganados por 2 H
  5. Balancea los átomos y cargos restantes:
    Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Método ion-electrón (método de semirreacción)

En el método ion-electrón, la reacción se divide en dos semirreacciones: una para la oxidación y una para la reducción. Esto se realiza de la siguiente manera:

  1. Divide en semirreacciones: Divide la reacción redox general en dos semirreacciones.
  2. Balancea los átomos que no son O ni H: Equilibra todos los elementos en la reacción, excepto oxígeno e hidrógeno.
  3. Balancea los átomos de oxígeno: Hazlo añadiendo moléculas de agua (H2O).
  4. Balancea los átomos de hidrógeno: Usa iones de hidrógeno (H+) para balancear el hidrógeno.
  5. Balancea las cargas: Usa electrones para equilibrar la diferencia de carga en cada semirreacción.
  6. Iguala el intercambio de electrones: Asegúrate de que el número de electrones perdidos sea igual al número ganado multiplicando las semirreacciones por los coeficientes apropiados.
  7. Combina las semirreacciones: Suma de nuevo las semirreacciones, eliminando términos comunes.
  8. Verifica el equilibrio: Comprueba que tanto la masa como la carga estén balanceadas.

Ejemplo del método ion-electrón

Vamos a balancear la reacción entre permanganato de potasio y sulfato ferroso:

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
  1. Divide en semirreacciones:
    MnO4- → Mn2+ Fe2+ → Fe3+
  2. Equilibrio de Mn y Fe:
    MnO4- → Mn2+ Fe2+ → Fe3+
  3. Balanceo del oxígeno añadiendo H2O:
    MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
  4. Balanceo del hidrógeno añadiendo H+:
    Ya balanceado en el paso anterior.
  5. Balanceo de las cargas usando electrones:
    MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O Fe2+ → Fe3+ + e-
  6. Igualar el intercambio de electrones:
    Multiplica la semirreacción de Fe por 5: 5Fe2+ → 5Fe3+ + 5e-
  7. Combina y cancela términos comunes:
    MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
  8. Verifica el equilibrio de la masa y la carga.

Conclusión

El balanceo de reacciones redox es una habilidad que mejora con la práctica. Ya sea que se use el método del número de oxidación o el método ion-electrón, es importante entender la transferencia de electrones. Siguiendo pasos sistemáticos, cualquier reacción redox puede ser balanceada, asegurando que tanto la masa como la carga se conserven.

Las reacciones redox no están confinadas solo al laboratorio; ocurren a nuestro alrededor en procesos como la corrosión, la combustión e incluso en sistemas biológicos dentro de nuestros cuerpos.


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