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Mensaje |
Jhonny
Nivel 4
Registrado: 14 Sep 2008
Mensajes: 79
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Gente haber si me pueden aclarar una duda..
Leyendo el libro de Quimica Basica, la parte de reacciones quimicas me tiran un ejemplo de Redox asi
Zn (s) + HCl (aq) --------> ZnCl(sub)2 + H(sub)2 (g)
Ya de por si ni la tiran balanceada y quedaria algo asi:
Zn (s) + 2HCl (aq) --------> ZnCl(sub)2 + H(sub)2 (g)
Pero si me fijo no existe ninguna transferencia de electrones. El Zinc el unico estado de oxidacion que tiene es +2, el H tiene +1 x 2 = +2, el cloro esta usando -1x2=-2
Del otro lado(productos) el zn sigue con el mismo E.de O, el cloro tambien y el hidrogeno tambien.
Entonces, o yo no entendi que son las reacciones redox o este ejemplo esta mal.. alguien me ayuda?
EDIT:
Bueno, segui leyendo y creo que es que el zinc de los reactivos esta ionizado positivamente y despues cambia el E. de O de la molecula para quedar neutra.. de todas formas espero que alguno me aclare la duda.
(porque mier** falte tanto a quimica jaja)
PD: Sorry por no usar latex, estaba un poquito apurado y no lo domino del todo je :$
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Jona.
Nivel 9
Edad: 34
Registrado: 09 Jun 2007
Mensajes: 1505
Ubicación: Lago del Terror / Ciudad Frito
Carrera: Industrial
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Lo que pasa es que todos los elementos en su estado mas estable tienen valencia cero.
Fijate que el Hidrogeno esta actuando con valencia (1+) en el ácido, pero luego cuando forma hidrogeno (como compuesto) tiene valencia cero. Es decir se reduce.
Con el Zinc pasa lo mismo pero contrariamente, pasa de tener valencia cero a (2+).
Para esa reacción el Zinc se oxida y el Hidrogeno se reduce.
Fijate que en el libro seguramente debe estar, juntos con otras reglas, como por ejemplo cuando el Hidrogeno actua con (+) y cuando con (-), y algunas otras mas.
No recuerdo si el tema de electroquimica y pilas se daba en el cbc, pero si lees ese capítulo en cualquier lado, ahi esta la posta.
Acá tenes un ejemplo:
La formación del óxido de hierro es una clásica reacción redox:
![[tex]4 Fe(s) + 3 O_2(g) \to 2 Fe_2 O_3(s)[/tex]](images/latex/cfe6f0f9a0f695c31de672a3b68664323eef2045_0.png "[tex]4 Fe(s) + 3 O_2(g) \to 2 Fe_2 O_3(s)[/tex]")
En la ecuación anterior, el hierro (Fe) tiene un número de oxidación 0 y al finalizar la reacción su número de oxidación es +3. El oxígeno empieza con un número de oxidación 0 y al final su número de oxidación es de -2. Las reacciones anteriores pueden entenderse como dos semirreacciones simultáneas:
1. Semirreacción de oxidación: ![[tex]4 Fe(s) \to 2 Fe_2 O_3(s) + 12 e^-[/tex]](images/latex/a32c6ea2304c07a41ca74a2619687cd91d88eb25_0.png "[tex]4 Fe(s) \to 2 Fe_2 O_3(s) + 12 e^-[/tex]")
2. Semirreacción de reducción: ![[tex]3 O_2(g) + 12 e^- \to 2 Fe_2 O_3(s)[/tex]](images/latex/fdea26f4be6c50d5e0d01cbea1842e3d30bc498c_0.png "[tex]3 O_2(g) + 12 e^- \to 2 Fe_2 O_3(s)[/tex]")
El hierro (II) se ha oxidado debido a que su número de oxidación se ha incrementado y actúa como agente reductor, transfiriéndole electrones al oxígeno, el cual disminuye su número de oxidación (se reduce) aceptando los electrones del hierro.
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Jhonny
Nivel 4
Registrado: 14 Sep 2008
Mensajes: 79
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Buenisimo, ya me quedo claro!  . Me parece que el tema electroquimica y pilas no esta en el quimica basica, quizas este en el de eudeba que lo tengo tirado por ahi..
Gracias por contestar 
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