El documento habla sobre las reacciones de oxidación-reducción. Define la oxidación como un aumento en el número de oxidación de un elemento, y la reducción como una disminución. Explica las reglas para asignar números de oxidación a los átomos y cómo ocurren las reacciones redox, con un elemento actuando como agente oxidante y otro como agente reductor. Además, muestra ejemplos de ecuaciones redox balanceadas.

1. FENÓMENOS QUÍMICOS COTIDIANOS
LA PAREJA PERFECTA:
REDUCCIÓN Y OXIDACIÓN

2. Definición
Oxidación:
Un elemento se
oxida cuando en un
cambio químico su
número de
oxidación aumenta
Reducción:
Un elemento se
reduce cuando en
un cambio químico
su número de
oxidación disminuye

3. Número de oxidación
Es la carga eléctrica positiva o negativa,
asignada a cada átomo o ión. También se
conoce como estado de oxidación.

4. Reglas para asignar el número de
Oxidación
A los átomos en estado elemental se les asigna el número cero
( ), así como a las moléculas diatómicas sencillas
( )
El hidrógeno tiene número de oxidación +1, excepto los
hidruros (-1)
El oxígeno tiene número de oxidación de –2 excepto en los
peróxidos.
Los metales alcalinos (IA) tiene No. oxidación +1
Los metales alcalinotérreos tiene No. Oxidación +2
Todos los metales tienen número de oxidación positivos
La suma algebraica de los números de oxidación de todos los
átomos de un compuesto es cero.
Fe , Na , Al , etc0 00
H , O , Cl , etc2 22
00 0

5. ¿Cuál es el número de oxidación en la fosfina?
PH3
El número de oxidación del H es +1
Hay tres átomos de H
(+1)(3) = +3
El número de oxidación del P = -3
-3 + 3 = 0

6. Para el Magnesio
Para el oxígeno
El Magnesio se oxidó
El Oxígeno se redujo
El cambio en los números de oxidación:
Mg
MgO O
MgO
-2 -1 0 +1 +2
2
2 MgO2 Mg + O2
Mg : 0 2
O : 0 2

7. Agente Oxidante y Agente Reductor
+ +
Agente
oxidante
Agente
reductor
Agente
oxidante
reducido
Agente
reductor
oxidado
A esta combinación se le conoce como reacción redox
Gana
electrones
Pierde
electrones

8. Ecuaciones Redox
HNO SnO
N N
Sn Sn
HNO
SnO
NO SnO H O+3 2 2+ +
+5 +2
+1 +2
se reduce
se oxida
3 Agente oxidante
Agente reductor

9. Cu 2 AgNO
Ag
Ag
Cu Cu
Ag
2Ag+ 3 + Cu(NO )3 2
0 +2
0
+1
se oxida
se reduce
Cu agente reductor
agente oxidante
+1

10. Cl HBr
Cl Cl
Br Br
Cl
HBr
Br 2 HCl+ +22
-1 0
0 -1
se reduce
se oxida
2 agente oxidante
agente reductor

11. Balanceo de Ecuaciones de Oxido Reducción
(REDOX)

12. H S HNO S NO H O+2 3 2
+ +
S S
N N
S S
N N
H S HNO S NO H O
+2
-3
-2 0
+5 +2
-2 0
+5 +2
3
2
+2 3 2+ +3 2 3 2 4

13. Cu HNO
CuCu
N N
CuCu
N N
Cu HNO
Cu HNO NO
NO
NO
H O
H O
H O+ Cu(NO ) + +33 22
0 +2
+5 +2
+2
-3
0 +2
+5 +2
Oxidación
Reducción
3 3
2 2
+ Cu(NO ) + +33 22
3 32 2
+ Cu(NO ) + +33 22
3 38 42

14. EJERCICIOS
1. Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O
2. PbS + Cu2S + HNO3 → Pb(NO3)2 + Cu(NO3)2 + NO2 + S +
H2O
3. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O
4. CrI3 + KOH + Cl2 → K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O
5. PbO2 + Sb + KOH → PbO + KSbO2 + H2O
6. Cr2(SO4)3 + KI + KIO3 + H2O → Cr(OH)3 + K2SO4 + I2
7. KClO3 + HI + H2SO4 → KHSO4 + HCl + I2 + H2O
8. HSCN + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + HCN + H2O
9. K4Fe(CN)6 + + KMnO4 + H2SO4 → K3Fe(CN)6 + MnSO4+
K2SO4 + H2O
10. CeO2 + KI + HCl CeCl3 + KCl + I2 + H2O
11. KBrO3 + KI + HBr → KBr + I2 + H2O
12. Ca(IO3)2 + KI + HCl → CaCl2 + KCl + I2 + H2O