Procesos y aplicaciones de las reacciones redox?

Es un tipo de balanceo que tiene una base

teórica y es necesario conocer lo siguiente :

oxidación : cuando un elemento pierde electrones y su estado

de oxidación aumenta después de la reacción química.

(agente reductor)

reducción : cuando un elemento gana electrones y su estado de

oxidación disminuye después de la reacción.

(Agente oxidante)

1.

- Determinar el estado de oxidación de cada elemento.

2. - Ubicar en la reacción que elementos se oxidan y cual es el

que se reduce es decir el agente oxidante y el agente reductor.

3. - Se iguala el número de electrones de los elementos después de la reacción si el

estado es negativo se multiplica por - (n° de electrones) y si el estado e

positivo se multiplica por + (n° de electrones).

4. - Para no variar la ecuación se cruzan los estados

de oxidación que se multiplican a cada elementó por ejemplo : 2e [ + 3e -

N + 5 - - - - - - - - - - - - - N + 2] 3e [ - 2e - S - 2 - - - - - - - - - - - - - S0]

5.

- Se

multiplica los electrones por cada

elemento colocando el coeficiente multiplicado por ejemplo : 2 N + 5 .

6. - Al final se van a eliminar los electrones sumados

y la ecuación química no varia ( - 6e con + 6e se cancelan).

Por ejemplo.

[ + 6e - 2N + 5 - - - - - - - - - - - - - 2N + 2] [ - 6e -

3S - 2 - - - - - - - - - - - - - 3S0] 2N + 5 3S - 2 2N + 2

3S0

7.

- después de multiplicar a cada coeficiente

que en el caso del ejemplo de nitrógeno y

azufre los coeficientes son 1.

Con todos los coeficientes de los elementos se

regresan los elementos a su lugar de origen pero con el coeficiente y los demás

se balancean con respecto a este.