Reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox

Reacciones de
Oxidación y
reducción
Módulo 1

Fenómenos que ocurren en la naturaleza
 Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu
cuerpo relacionado con los procesos REDOX.
Oxidación de
combustibles
Reducción del CO2
Oxidación de metales
Oxidación de nutrientes

Alcance y Campo de Aplicación
 La disciplina que estudia las leyes de que rigen
los procesos redox y su relación con la
producción de electricidad se llama
electroquímica.

Concepto de oxidación y reducción
Oxidación:
• Un átomo o ion se oxida
• Aumenta su estado de oxidación
• Cede o pierde electrones
Agente Reductor: Es la especie química que se
oxida, es decir, la que cede electrones.

Reducción:
• Un átomo o ion se reduce
• Disminuye su estado de oxidación
• Gana o acepta electrones
Agente Oxidante: Es la especie química que se
reduce, es decir, la que acepta electrones.

Observaciones
 En los procesos de óxido reducción, la
transferencia de electrones ocurre siempre
desde un agente reductor a un agente oxidante.

Esquematizando los conceptos
 Semireacción de oxidación
 Semireacción de reducción

Estado o número de oxidación
 Se define como la carga
asignada a cada átomo que
forma de un compuesto.
 Indica la cantidad de
electrones que podría
ganar, perder o compartir
en la formación de un
compuesto.
 Para determinar el estado
de oxidación se debe seguir
las siguientes reglas.

Reglas para determinar Estado
de oxidación
1. El estado de oxidación de cualquier átomo
en estado libre, es decir, no combinado, y
moléculas biatómicas es CERO.
Elementos no
combinados
Cu, Al, Ar, Ag
Moléculas
biatómicas
H2, O2, Cl2, Br2

2. El estado de oxidación del hidrógeno es
+1, excepto en el caso de los hidruros
(MHv), donde es -1.
Ácidos Hidruros
H2SO4 NaH
+1 -1
de oxidación

 El estado de oxidación del oxígeno en la
mayoría de los compuestos es -2, excepto
en los peróxidos (M2O2v) donde es -1 y
cuando se encuentra unido con el fluor,
donde actúa con estado de oxidación +2.
Peróxidos Con Fluor
Na2O2 F2O
-1 +2
de oxidación

 En los iones simples, cationes (+) y
aniones (-), el estado de oxidación es
igual a la carga del ion.
 Ejemplos:
Cationes Aniones
Cu2+
= +2 Cl-
= -1
Na+
= +1 S2-
= -2
de oxidación

 En los iones poliatómicos, la suma de
los estados de oxidación de todos los
átomos debe ser igual a la carga del ion.
 Ejemplo: SO4
2-
Nº at. Est. Ox.
S = 1 • X = X
O = 4 • -2 = -8
-2
X = 6
de oxidación

 En las moléculas neutras, los estados de
oxidación de todos los átomos deben sumar
CERO.
 Ejemplo: H2SO4
Nº at. Est. Ox.
H = 2 • +1 = +2
S = 1 • X = X
O = 4 • -2 = -8
0
X = 6
de oxidación

Determinación del Estado de
Oxidación
 A través de una ecuación matemática.
 Ejemplo: Calcular el estado de
oxidación del nitrógeno en el HNO3
H N O3
1 (+1) + 1 • X + 3 (-2) = 0
X = +5

Balance de ecuaciones REDOX
por el método del ion electrón
1. Identificar la semireacción de oxidación yoxidación y
reducciónreducción. Para ello se debe asignar los estados
de oxidación a cada especie participante de la
reacción, para verificar la transferencia de
electroneselectrones.
I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O
(Molecular)
I2 + H+
NO3
-
H+
lO3
-
+ NO + H2O
(Iónica)
0 +1 -6+5 +1+5 -6 -2+2 -2+2

2. Se escribe por separado el esqueleto de las
ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante yagente oxidante y
el agente reductor.el agente reductor.
I2 lO3
-
NO3
-
NO
OxidaciónOxidación
ReducciónReducción
AgenteAgente
OxidanteOxidante
AgenteAgente
ReductorReductor

 Se balancea por tanteo (inspección) los átomos
distintos de H y O :
I2 22lO3
-
NO3
-
NO

 Se igualan los átomos de oxígenos agregando
moléculas de H2O para balancear los oxígenos:
I2 + 6H6H22OO 2lO3
-
NO3
-
NO + 2H2H22OO

 Igualar los átomos de hidrógenos, agregando iones
hidrógeno H+
donde falte éste.
I2 + 6H2O 2lO3
-
+ 12H12H++
4H4H++
+ NO3
-
NO + 2H2O

 Igualar las semirreacciones eléctricamente. Para
ello, se debe contar la carga total en ambos lados de
cada ecuación parcial y agregar electrones eelectrones e--
en el
miembro deficiente en carga negativa (-) o que
tenga exceso de carga positiva (+).
0 - 2 +12 = +10
I2 + 6H2O 2lO3
-
+ 12H12H++
+ 10e-10e-
+4 -1 = + 3 0
3e-3e- + 4H+ 4H++
+ NO3
-
NO + 2H2O

Observaciones
 Estos pasos aquí son comunes para reacciones en
medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos).ácidos, neutros o básicos (alcalinos).
 Si la reacción está en medio básico o alcalinomedio básico o alcalino
después de haber colocado los e-
se debe:
“agregar a cada miembro de las ecuaciones
parciales tantos OH-
como H+
haya. Combinar los H+
y OH-
para formar H2O y anular el agua que
aparezca duplicado en ambos miembros”.
 Nota:Nota: En esta ecuación no se realiza porque no
tiene OH-
, es decir, no está en medio básico (está en
medio ácido, HNO3).

 Igualar el número de ee--
perdidosperdidos por el agente
reductor, con los ee--
ganadosganados por el agente oxidante,
multiplicando las ecuaciones parciales por los
número mínimos necesario para esto.
I2 + 6H2O 2lO3
-
+ 12H12H++
+ 10e-10e-
3e-3e- + 4H+ 4H++
+ NO3
-
NO + 2H2O
x3x3
x10x10

I2 + 6H2O 2lO3
-
+ 12H12H++
+ 10e-10e-
3e-3e- + 4H+ 4H++
+ NO3
-
NO + 2H2O
x3x3
x10x10
3I2 + 18H2O 6lO3
-
+ 36H36H++
+ 30e-30e-
30e-30e- + 40H+ 40H++
+ 10NO3
-
10NO + 20H2O

 Sume las dos semireacciones reduciendo términos
semejantes, es decir, cancelando cualquier cantidad
de e-
, H+
, OH-
o H2O que aparezca en ambos lados,
con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente
balanceada.
3I2 + 18H2O 6lO3
-
+ 36H36H++
+ 30e-30e-
30e-30e- + 40H+ 40H++
+ 10NO3
-
10NO + 20H2O
3I2
+ 10NO3
-
+ 4H+
6IO3
-
+ 10NO + 2H2
O

 Si la ecuación fue dada originalmente en forma
iónica, ésta es la respuesta del problema.
3I2
+ 10NO3
-
+ 4H+
6IO3
-
+ 10NO + 2H2
O
• Si la ecuación fue dada originalmente en forma
molecular; se trasladan estos coeficientes a la
ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de
la ecuación.
3I2
+ 10HNO3
6HIO3
+ 10NO +
2H2
O

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