Describir el proceso de óxido-reducción. Establecer el número de oxidación de los elementos y balancear por el método REDOX.

1. QUÍMICA
I. introducción:
La química moderna juega un papel primordial para mejorar la
calidad de vida de la población. Sus aplicaciones cotidianas son
múltiples y muy variadas, reflejándose en un sin fin de
beneficios tanto a nivel individual como colectivo.
Por ello es de gran importancia que los jóvenes bachilleres
conozcan, analicen y valoren los fundamentos de esta ciencia,
para poder aplicarla adecuadamente

2. UNIDAD 1
ÓXIDO REDUCCIÓN Y ESTEQUIOMETRÍA
• 1.1 ÓXIDO REDUCCIÓN.
• 1.1.1 CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.
• 1.1.2 AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR.
• 1.1.3 REGLAS PARA DETERMINAR NÚMERO DE OXIDACIÓN.
• 1.1.4 BALANCEO DE ECUACIONES POR REDOX.

3. OBJETIVO DE APRENDIZAJE
• Comprender y analizar los conceptos de oxidación y reducción.
• Aprender a balancear ecuaciones químicas por el método de oxido-reducción.
• Realizar cálculos estequiométricos básicos.

4. 1.1 OXIDO-REDUCCIÓN
• En nuestro primer curso analizamos que la química es una ciencia cualitativa y
cuantitativa, y se encarga de estudiar los cambios en la composición y estructura de la
materia, los cuales ocurren mediante procesos denominados reacciones químicas que se
representan por medio de ecuaciones químicas.
• La información que nos proporcionan las ecuaciones químicas es muy útil, porque nos
indican las sustancias que intervienen como reactivos y cuales se generan es decir
quienes son los productos, también indican el estado de agregación de las sustancias que
participan y condiciones (temperatura, presión, catalizadores) bajo las cuales se efectúa
la reacción.
• Recuerda que toda ecuación química debe cumplir la ley de la conservación de la masa
de Antoine Lavoisier (1743-1794), por ello en la 6ª unidad del curso de química 1
identificamos los tipos de reacciones que existen y aprendimos a balancearlas por el
método de tanteo. Al balancearlas podemos determinar las cantidades reales de las
sustancia que intervienen como reactivos y las que se producen.

5. EJEMPLO:
Como puedes observar en esta ecuación, la misma cantidad de materia que reacciona es
la que se produce pues solo se trasforma.

6. 1.1.1 CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y
REDUCCIÓN
• Existen otros métodos para balancear ecuaciones como son: el método de Óxido-
Reducción (Redox), el de ión electrón y el algebraico.
• En este curso aprenderemos a balancear ecuaciones por el método de Óxido-
Reducción, pero antes es necesario recordar algunos aspectos como son:
• • El número de átomos presentes en una fórmula esta determinado por el subíndice
y por el coeficiente.

7. EJEMPLO:
3 H2SO4 Subíndice: indica el número de átomos.
Coeficiente: número de moléculas, átomos o unidades fórmula.
Los subíndices nos indican que hay 2 átomos de hidrógeno, 1 de azufre y 4 de oxígeno.

8. Cuando en la fórmula exista un paréntesis, el subíndice que se encuentra fuera de este
afecta a todos los elementos que se encuentren dentro de él. Ejemplo:
• Cr2(MnO4)3
• El subíndice 3 que se encuentra fuera del paréntesis, debe multiplicarse por el subíndice
de cada elemento que se encuentre dentro de él.
• Mn = 1 x 3 = 3 O = 4 x 3 = 12
• Como el Cr esta afuera no se multiplica Cr = 2
•

9. • Por otro lado, los coeficientes son los números que anteceden a la fórmula de un
compuesto o al símbolo de un elemento en una ecuación química e indican el número
de moléculas, átomos o unidades fórmula presentes. Ejemplos:
3Cu indica 3 átomos de Cu
5O2 indica 5 moléculas de O2
2HCl indica 2 unidades fórmula de HCl
Ca(OH)2 indica una molécula de Ca(OH)2
4Cu(NO3)2 indica 4 moléculas de Cu(NO3)2
Para encontrar el número de átomos de cada elemento en una fórmula, sólo se multiplica el
número de átomos del elemento que contiene la fórmula, por el coeficiente que la precede.

10. OXIDACIÓN:
• Este término se empleaba anteriormente para indicar la adición de oxígeno a una
especie química y el término de reducción se utilizaba para indicar que una especie
química perdía oxígeno.
• Actualmente estos conceptos son definidos como:
OXIDACIÓN REDUCCIÓN
Ganancia de oxígeno Pérdida de oxígeno
Pérdida de electrones (e-) Ganancia de electrones (e-)
Pérdida de hidrógeno Ganancia de hidrógenos
Aumento en el número de oxidación Disminución en el número de
oxidación.

11. • Cuando un elemento se oxida su número de oxidación aumenta por la pérdida de
electrones (e-), si el elemento se reduce su número de oxidación disminuye, por la
ganancia de electrones.
OXIDACIÓN (pérdida de electrones)
REDUCCIÓN (ganancia de electrones)
-8 -7 -6 -5 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 8

12. EJEMPLOS:
• Cu0 - 2e- Cu2+ se oxidó perdió 2 e-
• Fe3+ + 2e- Fe1+ se redujo gano 2 e-
Es importante mencionar que la oxidación y la reducción en los procesos
químicos se da de manera simultánea, es decir, en una reacción química no
se puede oxidar una sustancia si otra no se reduce. Si una sustancia pierde
electrones otra los gana.