redox

1. VIII UNIDAD PARTE 4
Equilibrio REDOX
Estados de oxidación
Método general para asignar los estados de oxidación
Átomos de los elementos libre (monoatómicos)
El Átomo
Elemento químico
elementos monoatómicos
Elementos poli – atómicos
estructura de los iones poliatómicos
PRESENTADO POR: Darling Raquel Oviedo Martínez
09 de enero de 2020

2. Equilibrio REDOX
Las reacciones que implican la transferencia de electrones entre las sustancias que
participan, se las conoce como reacciones de óxido-reducción o bien simplemente
como reacciones REDOX. Antes de proceder al estudio de los equilibrios redox es
necesario realizar algunas definiciones y sobre todo conocer a profundidad el
balanceo de estas reacciones.
Definiciones: Oxidación.- es el proceso por el cual una especie en una reacción
química pierde uno o más electrones y por lo tanto incrementa su estado de
oxidación.
Reducción.- es el proceso por el cual una especie en una reacción química gana uno o
más electrones y por lo tanto reduce su estado de oxidación.

3. Oxidante.- es una especie capaz de oxidar a otra, por lo tanto puede adquirir
el(los) electrón(es) perdidos por esta otra especie química, por lo tanto oxida
reduciéndose.
Reductor.- es una especie capaz de reducir a otra, esto es puede ceder él(los)
electrón(es) que requiere esta otra especie química, por lo tanto reduce
oxidándose.
Como se puede deducir de lo anterior, para que un oxidante oxide, se requiere
de la presencia de un reductor que se reduzca y viceversa. Esto es para que
una reacción redox ocurra se requiere de por lo menos un oxidante y un
reductor.
3

4. A la combinación de Ox1/Red1 y Ox2/Red2 se les conoce como pares redox.
Esto es a todo oxidante le corresponde un reductor y al revés todo reductor
tiene un oxidante asociado. Así tenemos varios pares redox:
Ag2+ + e- ⇔ Ag+
Br3 - + 2e- ⇔ 3 Br
Cd2+ + 2e- ⇔ Cd
Ox1 + nē → Red1
Red2 → Ox2 + nē
Ox1 + Red2 →Red1 +Ox2

5. Estados de oxidación
El estado de oxidación representa la carga real o aparente de un átomo, sólo o
dentro de un ión o molécula, cuando en un ión o molécula existen dos o más
átomos de un mismo elemento, es común el asignar un estado de oxidación
promedio. Es importante no confundir estado de oxidación con valencia,
mientras que el estado de oxidación es la carga real o aparente –algunas veces
arbitraria- con la que un átomo contribuye a la carga neta del ión o molécula y
que por lo tanto esta contribución puede o no ser un número entero, pero
siempre tendrá una carga asociada + o - . Por otro lado la valencia siempre es
un número entero, no tiene carga asociada y representa la capacidad de un
átomo para asociarse, esto es la capacidad para formar enlaces.
El número de oxidación representa el total acumulado de los estados de
oxidación de todos los átomos de un mismo elemento presentes en un
compuesto.

6. Método general para asignar los
estados de oxidación
1) Los átomos de los elementos libres, ya sean monoatómicos o poli-atómicos
en su representación molecular se les asignan estados de oxidación de cero
(0).
2) Los átomos de iones monoatómicos como Ag+ , Cl- , Fe2+, y S2- se les
asigna el estado de oxidación correspondiente a la carga iónica.
3) Los átomos de iones poli-atómicos que involucran un solo elemento como
Hg2 2+, O2 2-, O2 - , y N3 - tienen estados de oxidación que representa la
carga compartida en el ión, así para los iones antes mencionados los
estados de oxidación serán: +1, -1, -1/2, -1/3 respectivamente.
4) Los átomos de iones poli-atómicos o especies moleculares tales como: SO4
2-, Cr2O7 2-, KMnO4 tienen estados de oxidación que son fácilmente
derivables basándose en ciertas reglas simples:

7.  Al oxígeno se le asigna el estado de oxidación de –2, excepto cuando esta unido
al flúor, en el que su estado de oxidación será positivo (+2 en F2O) y cuando
forma peróxidos como en el H2O2 donde su estado de oxidación es de –1.
 Al átomo de hidrógeno se le asigna el estado de oxidación de +1, menos
cuando se encuentra formando hidruros en los que su estado de oxidación es
de –1.
 A los elementos del grupo periódico I (Li, Na, K, etc) se les asigna el estado de
oxidación de +1
 A los elementos del grupo periódico II (Be, Mg, Ca, etc) se les asigna el estado
de oxidación de +2 con estas simples reglas se podrá asignar el estado de
oxidación para cualquier átomo en un ión o molécula.

8. Átomos de los elementos libre
(monoatómicos)
Los elementos monoatómicos son un tipo especial de elementos químicos
formados por átomos individuales. Es decir, son sustancias puras en las cuales
todos los átomos son iguales entre sí, y además no presentan ningún tipo de
enlace químico entre ellos.
La mayoría de estos elementos son muy abundantes y se pueden encontrar de
forma natural en todo el universo. A pesar de que es un concepto sencillo, para
poder comprenderlo bien es necesario comprender, en primer lugar, qué es
un átomo, qué es un elemento químico y cómo reconocer a ambos.

9. El Átomo
En la base del concepto de los elementos monoatómicos está el átomo. Toda la
materia está compuesta de pequeñísimas partículas invisibles llamadas
átomos. Los átomos están formados por un núcleo en el que hay protones (con
carga positiva) y neutrones (sin carga eléctrica), y una nube de electrones con
carga negativa que se mueve a su alrededor. Las propiedades físicas y
químicas de los átomos dependen del número de protones y electrones que
contiene. De hecho, el número de protones en el núcleo determina a qué
elemento químico pertenece un determinado átomo.

10. Elemento químico
Se entiende por elemento químico a aquella sustancia pura que no puede
descomponerse en otras sustancias más simples ni por medio de procesos
físicos ni químicos. Desde el punto de vista microscópico, estas sustancias
están formadas por una sola clase de átomos.
Los elementos químicos son los que se encuentran listados en la tabla
periódica. Por cada elemento químico existe una clase de átomo diferente. Así,
el elemento carbono está formado por átomos de carbono que son iguales
entre sí, pero son diferentes a los átomos presentes en una muestra del
elemento mercurio.

11. Los elementos monoatómicos
Como vimos al principio, los elementos monoatómicos son aquellos elementos
que, en condiciones ambientales, existen como átomos individuales.
Monoatómico significa literalmente “que posee un solo átomo” (el prefijo
mono- significa “uno”). En otras palabras, los elementos monoatómicos son
aquellos que, en condiciones normales, no forman ningún tipo de enlace
químico ni comparten electrones con otros átomos ni iguales ni diferentes a
ellos mismos.

12. Por qué existen los elementos
monoatómicos
La razón detrás de su existencia tiene que ver con la estructura de los átomos
que conforman a estos elementos. Resulta que todos los elementos
monoatómicos comparten una característica básica entre ellos: poseen
configuraciones electrónicas mucho más estables que las de los demás
elementos, lo que les permite existir sin necesidad de dar, recibir o compartir
electrones con ningún otro átomo.
De hecho, la razón por la cual todos los demás elementos de la tabla periódica
sí forman moléculas y compuestos químico en los cuales sus átomos
intercambian electrones entre sí, es justamente porque, al hacerlo, adquieren
la configuración electrónica de los elementos monoatómicos.

13. Propiedades de los elementos
monoatómicos
 Son gases inertes a temperatura ambiente.
 Tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos.
 Son elementos muy poco reactivos que no suelen combinarse con otros
elementos.
 Dos de ellos son radiactivos, de los cuales uno es un elemento sintético
(obtenido artificialmente).

14. Ejemplos de elementos
monoatómicos
Los elementos monoatómicos son aquellos que pertenecen al grupo de los
gases nobles. En otras palabras, corresponden a los 7 elementos del grupo 18
(antiguamente grupo VIII-A) de la tabla periódica, que son:
 Helio (He)
 Neón (Ne)
 Argón (Ar)
 Criptón (Kr)
 Xenón (Xe)
 Radón (Rn)
 Oganesón (Og)

15. Elementos poli – atómicos
Un ion poliatómico, también conocido como ion molecular, es
un ion compuesto por dos o más átomos covalentemente enlazados o de
un complejo metálico que puede considerarse como una sola unidad en el
contexto de química de ácidos y bases o en la formación de sales.
Estos iones también se definen como una especie química, ya sea un átomo o
una molécula respectivamente con su carga eléctrica. Esto se debe a que ha
ganado o perdido electrones en una reacción química. Los iones cargados
negativamente producidos por la ganancia de electrones son aniones, y los
cargados positivamente como consecuencia de la pérdida de electrones, son
cationes.

16. Estructura de los iones poliatómicos
Podemos pensar en los iones poliatómicos al compararlos con los iones
monoatómicos. Un ion monoatómico es un átomo que se convirtió en un ion al
ganar o perder electrones. El ion tiene una carga neta porque el número total
de electrones no está balanceado con el número total de protones en el núcleo.
Así, al comparar con el átomo neutro, tenemos electrones adicionales, en caso
del anión con carga negativa, o bien electrones insuficientes, en caso de un
catión con carga positiva.

17. Cl + e− → Cl−
17 electrones 18 electrones
17 protones 17 protones
Después de ganar un electrón, el anión cloruro tiene 17 protones y 18
electrones. Puesto que hay un electrón adicional en comparación con el
número de protones, el ion tiene una carga neta de 1-.

18. La estructura de Lewis para el ion hidróxido. Los puntos alrededor de O
representan seis pares de electrones solitarios, y la línea entre H, y O representa
un enlace covalente que contiene dos electrones que se comparten. La carga
general del ion poliatómico es 1-, que se indica arriba a la derecha fuera del
paréntesis.

19. ¡Muchas Gracias!