Para acompañar el estudio deredox.

1. OXIDO-REDUCCION
Química Biológica
OXIDO -
REDUCCIÓN
QUÍMICA BIOLOGICA
Lic en Producción de Bio- Imágenes

2. Reacciones de oxido reducción
• Son reacciones químicas importantes que
están presentes en nuestro entorno. La
mayoría de ellas nos permiten obtener
energía.

4. Ejemplos de Oxido- Reducción
• Combustión: es un tipo de reacción redox
en donde el material combustible se
combina con el oxigeno del aire para
formar, entre otros productos, dióxido de
carbono y agua.

5. Ejemplos de Oxido- Reducción
• Corrosión: en este caso el material
metálico se combina con el
agua/humedad ambiente para formar
(OH). Los metales se oxidan, pierden
electrones, los cuales migran y formar
OH-.
•

6. Oxido- Reducción
Son reacciones que se producen en
simultáneo
• Oxidación
• -1 0
2 Br- Br2 + 1 e- se oxida porque pierde 1 e-
Reducción
• 0 -1
• Cl2 + 1 e- 2Cl- se reduce porque gana 1 e-
• Dado que tengo 2 átomos de Cl2 y Br2 ,equilibro con un coeficiente la masa. Ahora
por cada átomo tengo 2 electrones por ese motivo corrijo 1 e- por 2 e-

7. • Oxidación
• 2 Br- Br2 + 2 e-
• Reducción
• Cl2 + 2 e- 2Cl-
• Cada átomo tiene 1 e- pero al equilibrar la masa
con 2 átomos ahora existen 2 e- , 1 por cada
átomo.

8. Oxido - Reducción

9. Estados de Oxidación.
La electroneutralidad hace referencia a que la
suma de las cargas positivas y negativas
presentes en la disolución ha de ser cero, ya que
cualquier sustancia que esté disuelta en agua es
eléctricamente neutra.
• KNO3
+1 x -2 (3)
+1 x -6 = 0
+1 +5 -6 = 0

10. Más ejemplos:
•
• H2 S O4 Fe2 (CO3)3
• +1 X -2 (4) +3 (2) |X . (-2. 3) 3|
• +1 X -8 = 0 +6 |X -6 . 3 | = 0
• X= +6 +6 |X -18| = 0
• +6 3. X -18 = 0
• +6 -18 = 3. X
• -12 = 3 . +6
• -12 = +12

11. Ecuación redox
• +2 -2 +1 +5 -2 +2 -2 0 +2 +5 -2 +1 -2
• BeS + HNO3 NO + S + Be(NO3)2 +H2O
Oxida 2 e-
Reduce 5 e-

12. Ejemplo
• -2 +5 +2 0
• BeS + HNO3 NO + S + Be(NO3)2 +H2O
BeS
HNO3
Agente reductor
Agente oxidante

13. HEMI REACCIONES
• BeS + HNO3 NO + S + Be(NO3)2 +H2O
• 1) aíslo la especie oxidada y la especie reducida:
• S-2 S0 + 2 e- Hemi oxidación
• NO3
- NO + 2 e- Hemi reducción
• 2) Cuando de la oxido-reducción intervienen Oxidos, aniones
• NUNCA debo retirar el Oxigeno, dado que nos aportan los
electrones para formar las moléculas de agua.
•

14. Equilibrar la masa
• S-2 S0 + 2 e-
• 4 H* + NO3
- +3 e- NO + 2H2O
Agregamos AGUA para equilibrar el Oxigeno de los Reactivos. Tantas
moléculas como Oxigenos necesitemos en los Productos.
Agregar AGUA en los productos obliga a adicionar H+ en los reactivos.
Tantos H+ como moléculas de AGUA agregamos en los reactivos.

15. Equilibrar la carga
• Una reacción redox, implica una TRANFERENCIA DE
ELECTRONES. Si se perdieron 2 e- no se pueden ganar 3 e-,
es decir, debe existir un equilibrio entre los e- ganados y
los e- cedidos
• (S-2 S0 + 2 e-) 3
(4 H* + NO3
- NO + 3 e- + 2H2O) 2
Debo buscar coeficientes que equilibren la carga en ambas
hemi – reacciones. En este ejemplo tendremos 6 e-
transferidos.

16. Sumar para equilibrar
• (S-2 S0 + 2 e-) 3 *
(4 H* + NO3
- +3 e- NO + 2H2O) 2 *
______________________________________
3 S-2 + 8 H+ +2NO3 + 6 e- 3S0 + 6 e- + 3 NO + 4 H2O
* Distribuye a cada termino de la hemi – reacción.
Dado que los e- se encuentran a ambos lados de la reacción
podemos simplificarlos.

17. Pasos finales
3BeS + 8HNO3 2NO + 3S + 3Be(NO3)2+4H2O
Observa que la cantidad de H+ es la que equilibra al ácido.
Observa que la cantidad de H2O obtenido en las hemi
reacciones es la que utilizas en la ecuación final.

18. Ejercicios
• 10HNO3+4Zn 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
• I2Ca+ 2H2SO4+ MnO2 CaSO4+ MnSO4 + I2+ 2H2O
• 2NaCl + 3H2SO4 +MnO2 2NaHSO4 + Cl2+ MnSO4+ 2H2O

19. • Sofía
• Denise
• Mariela
• Bibliografía:
• Contenido Teórico de la cátedra.