El documento describe reacciones de óxido-reducción, incluyendo la transferencia de electrones, números de oxidación, agentes oxidantes y reductores, y ejemplos comunes como reacciones de combinación, descomposición y desplazamiento.

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Reacciones de óxido-reducción
Son reacciones químicas en las
cuales comprenden la
transferencias de electrones de una
especie a otra.

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Comportamiento de Ag+(ac) y Zn 2+(ac) en presencia de cobre

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Semicelda electroquímica
Oxidación
Oxidación: Pérdida de electrones.
aumenta el número de oxidación.
Cu0 (s)→ Cu2+(ac) + 2 e-
Reducción
Reducción: Ganancia de electrones.
Disminuye el número de oxidación.
Cu2+(ac) + 2 e- → Cu0 (s)

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Reacciones de óxido-reducción
Son reacciones químicas en las
cuales las sustancias experimentan
un cambio en el número de
oxidación.

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NÚMERO DE OXIDACIÓN.
Definimos el número de oxidación ( o
estado de oxidación) de un átomo en
una sustancia como la carga actual
del átomo si existe como ion
monoatómico, o una carga hipotética
asignada al átomo en la sustancia
mediante reglas simples.

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Reglas para la asignación de número de
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oxidación.
1. elementos : el numero de oxidación de un átomo en un elemento es cero.
2. iones monoatómicos: el numero de oxidación de un átomo en un ion
monoatómico es igual a la carga en el ion.
3. oxígeno: el numero de oxidación del oxigeno es -2 en la mayor parte de
sus compuestos.(una excepción es O en H2O2 y otros peróxidos, en donde
el numero de oxidación es -1)
4. hidrógeno: el numero de oxidación del hidrógeno es +1 en la mayor parte
de sus compuestos. (El numero de oxidación el hidrógeno es -1 en
compuestos binarios con un metal, por ejemplo CaH2).
5. halógeno: el numero de oxidación del fluor es -1 en todos sus compuestos.
Cada uno de los otros halógenos (Cl,Br,I) tiene un numero de oxidación de
-1 en compuestos binarios, excepto cuando el otro elemento es otro
halógeno arriba de el en la tabla periódico, o el otro elemento es oxigeno.
6. compuestos e iones: la suma de los números de oxidación en un compuesto
es cero . La suma de los número de oxidación de los átomos en un ion
poliátomico es igual a la carga sobre el ion.

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Numero de oxidación de los
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elementos en sus compuestos

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Conceptos básicos
• Oxidación: Pérdida de electrones.
Aumenta el número de oxidación.
Zn0(s) Zn2+(ac) + 2 e
• Reductor: Es la sustancia que se oxida. Es una especie
que reduce a otra especie.

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Conceptos básicos
Reducción: Ganancia de electrones.
Disminuye el número de oxidación.
Zn2+(ac) + 2 e Zn0 (s)
Oxidante: Es la sustancia que se reduce. Es una especie
que oxida a otra especie.

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Concepto de oxido-reducción
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oxidación
Agente reductor
(se esta oxidando)
Zn (s) + Cu2+(aq) Zn 2+
(aq) + Cu (s)
Agente oxidante
(se esta reduciendo)
reducción

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2 H+ + Zno H2 + Zn2+
Par redox
2 H+ + 2e- H2 Reducción
Zno Zn2+ + 2e- Oxidación

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Conceptos básicos
• Las reacciones de oxido reduccion son
procesos simultáneos.
•Siempre se mantiene el principio de
electroneutralidad.

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Reacciones comunes de oxido-reducción
• reacciones de combinación. Es una reacción en la cual dos
sustancias se combinan para formar una tercera sustancia.
• reacciones de descomposición. Es una reacción en la cual
un solo compuesto reacciona para dar dos o mas sustancias.
• reacciones de desplazamiento. Es una reacción en la cual
un elemento reacciona con un compuesto desplazando un
compuesto de él.
• reacciones de combustión. Es una reacción en la cual una
sustancia reacciona con oxigeno, usualmente con la
liberación rápida de calor para producir una flama.

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H2 ardiendo en el S ardiendo en el Mg
aire para dar agua aire para dar SO2
Na +Cl2 NaCl Al +Br2 Al Br 3
Reacciones
redox

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H2 ardiendo en el S ardiendo en el Mg
aire para dar aguaReaccion aire para dar SO2
redox de combinación
Na(s) + ½ Cl2 NaCl
0 0 +1 -1
Al +Br2 Al3Br

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H2 ardiendo en el S ardiendo en el Mg
aire para dar agua aire para dar SO
Reaccion redox de combinación 2
2Al(s) +3 Br2 2 AlBr3
0 0 +3 -1
Na +Cl NaCl
Reacciones
redox

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Reacciones de descomposición
2HgO(s) 2 Hg(l) + O2(g) 2KClO3(s) 2 KCl(s) + O2(g)

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Reacciones de desplazamiento de H2
2Na(s) + H2O(l) 2NaOH(ac) +H2(g) Ca(s) +2H2O(l) Ca(OH)2(s) +H2(g)

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Desplazamiento de halógeno
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KBr(ac) 2KBr(ac)+Cl2(g) 2KCl(ac)+Br2(l)

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Reacciones de desplazamiento de metales
Cu(s)+2Ag+(ac) Cu2+(ac)+ 2Ag(s)
Zn+CuSO4 ZnSO4+ Cu Cu+2AgNO3 Cu(NO3)2+ Ag
Zn(s)+Cu2+(ac) Zn 2+(ac)+ Cu(s)

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Reacciones desplazamiento con ácido clorhídrico
Fe(s)+2H+(ac) Fe2+(ac)+ H2(g) Mg(s)+2H+(ac) Mg2+(ac)+ H2(g)
Zn(s)+2H+(ac) Zn2+(ac)+ H2(g)

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Reacción de desplazamiento
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Cu0 → Cu2+(ac) + 2e-
NO3-(ac) + 2H+(ac)+ 2e-→ NO2(g) + H2O

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Desplazan el hidrógeno
Desplazan el hidrógeno de los ácidos
Desplazan el hidrógeno
del vapor
del agua fría
Serie de actividad
de los
elementos
No reaccionan con los
ácidos para dar H2

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H2 ardiendo en el S ardiendo en el Mg
aire para dar agua Reaccion redox de combustión
aire para dar SO 2
H2 + O2 H2 O
Na +Cl NaCl Al +Br2 Al3Br
H2 2 H + 2e
+ -
Reacciones
redox
O2 + 2e- O2-

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H2 ardiendo en el S ardiendo en el Mg
aire para dar agua aire para dar SO2
Reaccion redox
de combustión
Na +Cl NaCl Al +Br2 Al3Br
Reacciones
0 0 +4 -2
redox
S(s) + O2 (g) SO2(g)

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S ardiendo en el
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H2 ardiendo en el Mg
aire para dar agua aire para dar SO2
Reacción redox de combinación.
0 0 +2 -3
Mgo +N2 Mg3N2
Na +Cl nitruro de magnesio
NaCl Al +Br Al3Br
2
Reacciones
0 0 +2 -2
redox
Mgo(s) + ½ O2(g) MgO
óxido de magnesio

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Electroquímica
Estudia la conversión entre la energía eléctrica y
la energía química
Energía eléctrica Energía química
Procesos electroquímicos Procesos redox

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Par redox
Cu2+ + Mgo Cuº + Mg2+

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Par redox
Cu2+ + Mgo Cuº + Mg2+
Cu2+ + 2e- Cuº Reducción
Mgo Mg2+ + 2e- Oxidación

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Experiencia de John Daniell
Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0

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Pilas galvánicas o
voltaicas
Una pila es un dispositivo donde se utiliza
una reacción química espontánea para
generar corriente eléctrica.
Celda electroquímica:
Está formada por dos electrodos, que son
conductores metálicos que hacen contacto
eléctrico con el contenido de la pila y un
electrolito que actúa como conductor de iones.

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Zn Cu
Zn Cu
(ánodo) (cátodo)
Puente salino

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Reacciones de Zn y Cu
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Reacciones de Zn y Cu
voltímetro
ánodo cátodo
Puente salino
algodón
solución solución
es oxidado es reducido
a en el ánodo a en el cátodo
Reacción neta

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Electrodo de referencia
Es el electrodo de hidrógeno en condiciones
estándar
[ H+ ] = 1 M Sobre un conductor
H2 a 1 atm sólido inerte (Platino)
Se le asigna Eº = 0 V
2 H+ (aq) + 2 e- H2 (g)

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Electrodo de hidrógeno operando en condiciones estándar
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Pt, hilo
Tubo de vidrio
que contiene H2(g)
electrodo
Burbujas de H2(g)

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Celdas que operan en condiciones estándar
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Voltímetro Voltímetro
H2(g, 1 atm) 2H+(ac, 1M) + 2e 2H+(ac, 1M) + 2e H2(g, 1 atm)
Zn(s) Zn2+(ac,1M) +
Cu2+(ac, 1M) + 2e Cu(s) 2e

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Porque el electrodo de platino?
1) Proporciona una superficie en la que pueden
disociarse las moléculas de hidrógeno
H2 2 H+ + 2 e -
2) Sirve como conductor eléctrico eléctrico
para el circuito externo.

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Variación del potencial de reducción en
la tabla periódica.
Los valores más negativos
se encuentran a la
izquierda (reductores) y los
(
positivos a la derecha
(oxidantes)

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Pilas galvánicas o
voltaicas
Una pila es un dispositivo donde se utiliza
una reacción química espontánea para
generar corriente eléctrica.
Celda electroquímica:
Está formada por dos electrodos, que son
conductores metálicos que hacen contacto
eléctrico con el contenido de la pila y un
electrolito que actúa como conductor de iones.

41. Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or
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La reacción de reducción siempre tiene lugar en el cátodo.
La reacción de oxidación siempre tiene lugar en el ánodo.
Por convención:
El cátodo corresponde al polo positivo de la pila.
El ánodo corresponde al polo negativo de la pila.
El puente salino se utiliza para unir los dos compartimentos
de los electrodos y completar el circuito eléctrico. El más
utilizado es el KCl.

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Flujo de Voltímetro
electrones
Puente salino
Ánodo Cátodo

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Diagrama de una pila
Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0
ánodo cátodo
- +
Zn (s)/ Zn (aq) // Cu (aq) / Cu (s)
o 2+ 2+ o
1M 1M
significa significa
Zn(s) Zn2+(ac,1M) + 2e Cu2+(ac,1M) + 2e Cu(s)
Significa puente salino

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¿Cómo determinamos cuál
especie se oxida y cuál se reduce?
Por medio de la tabla de
potenciales de
reducción.

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Potenciales de electrodo estándar de reducción en agua a 25° C
Semireacción de reducción E°(V)
Agente Agente
oxidante reductor
fuerte débil
Agente Agente
oxidante reductor
débil fuerte