El documento describe las reacciones redox, incluyendo ejemplos de reacciones de oxidación y reducción para halógenos y metales. También explica las reacciones de dismutación, donde un mismo elemento se oxida y reduce al mismo tiempo, y cómo balancear reacciones redox mediante la suma de medias reacciones de oxidación y reducción.

1. Redox.
OXIDO REDUCCIÓN.

2. REDOX
• para halógenos.
• 2X⁻-----------→ X₂ + 2e⁻
•
• 2Br⁻ (ac) ---------→ Br₂(l) + 2e⁻

3. REDOX.
• Reacción de dismutación.
• Esta reacción es un tipo especial de reacción redox. En una reacción de dismutación un mismo
elemento en un estado de oxidación se oxida y se reduce al mismo tiempo.
• En este tipo de reacciones, un reactivo siempre contiene un elemento que puede tener por lo menos
tres estados de oxidación. El reactivo mismo está en un estado de oxidación intermedio es decir,
pueden existir estados de oxidación superior e inferior para el mismo elemento. La descomposición
del peróxido de hidrógeno es un ejemplo de una reacción de dismutación.
•
• 2H₂O₂⁻(ac) ---------→ 2H₂O⁻²(l) + O₂˚(g)
• Aquí el número de oxidación del Oxígeno (-1) en el reactivo puede aumentar a cero en el O₂ y al
mismo tiempo disminuir a -2 en el H₂O.
• Otro ejemplo es Cl₂˚(g) + 2OH⁻(ac)------→ Cl⁺O⁻(ac) + Cl⁻(ac) + H₂O.
• Esta reacción describe la formación del ión hipoclorito (ClO⁻), el principal componente de los
agentes blanqueadores caseros. El ión ClO⁻ es el que oxida las sustancias coloridas en las
manchas convirtiéndolas en compuestos incoloros.

4. REDOX.
• Balancear la siguiente reacción en solución ácida.
• Fe²⁺ + Cl₂ ----------→ Feᶾ⁺ + Cl⁻
• Solución: se siguen los siguientes pasos para balancear medias reacciones en solución
ácida.
• Calculamos los números de oxidación:
• Especie número de oxidación
Fe²⁺ +2
Feᶾ⁺ +3
Cl₂ 0
Cl⁻ -1
El cloro ha ganado electrones, de modo que se está reduciendo, el Fe ha perdido electrones,
o sea que se está oxidando. Escribamos ahora las medias reacciones.

5. REDOX
• Media reacción de oxidación. Media reacción de reducción
• Fe²⁺ -------→ Feᶾ⁺ Cl₂ -------→ Cl⁻
• se balancea cada media reacción.
• Fe²⁺ ---------→ Feᶾ⁺ Cl₂ ----------→ 2Cl⁻
• No hay átomos de O para balancear.
• Se suman los electrones ( e⁻ ) necesarios para balancear la carga ( se suma e⁻ a los productos en
las reacciones de oxidación y a los reactivos en la reacción de reducción).
• Fe²⁺ -------→ Feᶾ⁺ + e⁻ Cl₂ + 2e⁻ --------→ 2Cl⁻
• (+2) = (+3) + (-1) (0) + 2(-1) = 2(-1)
• Se balancean los electrones en las 2 medias reacciones. En este caso, hay 2e⁻ en la media reacción
de reducción. Por lo tanto, se multiplica x 2 la media reacción de oxidación:
• 2Fe²⁺ -------→ 2Feᶾ⁺ + 2e⁻ Cl₂ + 2e⁻ ----------→ 2Cl⁻
• Continua siguiente chart.
•

6. REDOX
• Continuación.
• Se suman las 2 medias reacciones y se elimina donde sea posible.
• 2Fe²⁺ ----------→ 2 Feᶾ⁺ +2e⁻
• Cl₂ + 2e⁻ -----------→ 2Cl⁻
• ------------------------------------------------------------------------------
• 2Fe²⁺ + Cl₂ + 2⁄e⁻ -----------→ 2Feᶾ⁺ + 2Cl⁻ + 2⁄e⁻
• 2Fe² + Cl₂ ----------------→ 2Feᶾ⁺ + 2Cl⁻

7. REDOX
• otro ejemplo de balancear por redox.
• Na + Cl₂ -------→ NaCl ( sin balancear ).
• Na˚ + Cl₂˚-----→ Na⁺ Cl⁻ (sin balancear)
• 2Na˚ -------→ 2Na⁺ + 2⁄e⁻
• Cl₂˚ + 2⁄e⁻ --------→ 2Cl⁻
• ---------------------------------------------
• Cl₂˚ + 2Na˚ -------→ 2Na⁺Cl⁻
• 2Na + Cl₂-------→ 2NaCl (balanceada)

8. REDOX.
• Aunque es relativamente fácil balancear la mayoría de las reacciones anteriores por
inspección, es importante recordar que en las medias reacciones de oxidación los
electrones deben aparecer en la ecuación en forma de productos. El número de
electrones que aparece debe ser igual al cambio en el número (o números) de
oxidación del átomo ( o átomos) que sufren oxidación.

9. REDOX
• Balancear las siguientes medias reacciones de oxidación en solución ácida ( en las
que el H⁺ se puede usar como un reactivo) y en solución básica ( en las que el OH⁻
se puede usar como un reactivo).
• A.- H₂ ------→ H⁺
• B.- Fe²⁺------→ Feᶾ⁺
• C.- Cd --------→ Cd²⁺
• D.- I⁻ ----------→ I₂
• E.- H₂O -------→ O₂

10. REDOX.
• A.- H₂ --------→ H⁺ (solución ácida).
• El cambio en el número de oxidación para cada átomo de H va desde 0 ( en el
elemento H₂) hasta +1 en H⁺, así cada átomo de H que sufre oxidación, produce un
electrón. Como hay 2 átomos de H en el H₂ la media reacción balanceada es:
• H₂ --------→ 2H⁺ + 2e⁻
• A .- H₂ --------→ H⁺ (solución básica).
• el H⁺ producido reaccionaría con OH⁻ para producir H₂O, por lo tanto una media
reacción realista sería:
• H₂ + 2OH⁻ --------→ 2H₂O + 2 e⁻

11. REDOX
• B.- Fe²⁺ -------→ Feᶾ⁺
• Por inspección es claro que.
• Fe²⁺ -------→ Feᶾ⁺ + e⁻
• Como ni H⁺ ni OH⁻ están involucrados, la reacción debe ser la misma en solución
ácida o básica.
• C.- Cd --------→ Cd²⁺
• Por inspección
• Cd --------→ Cd²⁺ + 2e⁻
• La misma reacción en solución ácida o básica.

12. REDOX.
• D.- I⁻----------→ I²
• Por inspección.
• 2I⁻ ----------→ I₂ + 2e⁻
• La misma reacción en solución ácida o básica.

13. REDOX
• E.- H₂O ---------→ O₂ (solución ácida) H₂O ---------→ O₂ (solución básica)
El cambio en el número de oxidación para el O
Se produce desde -2 en el H₂O hasta 0 en el O₂,
Dando como resultado 2e⁻. El H no está involucrado
en el cambio redox. Y debe permanecer como +1
durante la reacción. Así en solución ácida,
Como debemos usar 2 moléculas de H₂O para
Producir una molécula de O₂, tenemos que,
2H₂O ----------→ O₂ + 4e⁻ + 4H⁺

14. REDOX
• E.- H₂O ---------→ O₂ (solución básica)
• H⁺ no es producto realista. Por lo tanto debemos sumar 4OH⁻ a cada lado de la
ecuación.
• 4OH⁻ + 2H₂O -----------→ O₂ + 4e⁻ + 4H⁺ + 4OH⁻
• 4OH⁻ + 2H₂O -----------→ O₂ + 4e⁻ + 4H₂O
• Ahora podemos restar 2H₂O de cada lado, obteniendo
• 4OH⁻ ----------→ O₂ + 2H₂O + 4e⁻
• La que es en efecto una descripción exacta de la oxidación neta del agua para
producir O₂ en solución básica.

15. REDOX
• forma reducida forma oxidada
• Átomo metálico. Ión metálico.
• oxidación.
• Átomo metálico ------------------------→ ión metálico + n e⁻
• reducción
• átomo metálico ←---------------------- ión metálico + n e⁻
• Li --------→Li²⁺ + 2e⁻ Cd------------→ Cd²⁺ + 2e⁻
• K --------→ K⁺ + e⁻ Ni-------------→ Ni²⁺ + 2e⁻
• Ca ----------→ Ca ²⁺ + 2e⁻ Sn-----------→ Sn²⁺ + 2e⁻
• Na-----------→ Na⁺ + e⁻ Pb----------→ Pb²⁺ + 2e⁻
• Mg ----------→ Mg² + 2e⁻ H₂ ------→ 2H⁺ + 2e⁻
• Al----------→ Alᶾ⁺ + 3e⁻ Cu--------→ Cu²⁺ + 2e⁻
• Zn---------→ Zn²⁺ + 2e⁻ Ag---------→ Ag⁺ + e⁻
• Cr----------→ Crᶾ⁺ + 3e⁻ Hg--------→ Hg²⁺ + 2e⁻
• Fe-----------→ Fe²⁺ + 2e⁻ Au-----------→ Auᶾ⁺ + 3e⁻