reacciones redox

1. Reacciones redox
ING. ALEXCY PACA

2. ¿Qué son las reacciones redox?
En química, se conoce como reacciones redox, reacciones óxido-reducción o
reacciones reducción-oxidación a las reacciones químicas en las que ocurre un
intercambio de electrones entre los átomos o moléculas involucrados.
Ese intercambio se refleja en el cambio de estado de oxidación de los reactivos. El
reactivo que cede electrones experimenta oxidación y el que los recibe, reducción.

3. ¿Qué son las reacciones redox?

4. Números de oxidación
El estado de oxidación indica la cantidad de electrones
que un átomo de un elemento químico cede o acepta cuando
forma parte de una reacción química. Se puede interpretar
también como la supuesta carga eléctrica que tendría
determinado átomo si todos sus enlaces con otros átomos
fuesen completamente iónicos. También se denomina número de
oxidación o valencia.
El estado de oxidación se expresa en números enteros,
siendo cero el estado de oxidación para los elementos
neutros. Así, puede tomar valores positivos o negativos
dependiendo del tipo de átomo y de la reacción donde
participe. Por otra parte, algunos átomos tienen estados de
oxidación variables según la reacción en que estén
involucrados.

5. Reglas del Números de oxidación

6. Reglas del Números de oxidación

7. Números de oxidación
NO
#(N) + #(O)= 0
# (N) + (-2)= 0
#(N)=+2
Los números de oxidación de
algunos elementos químicos pueden
variar dependiendo del compuesto
neutro o ion del que formen parte.
Entonces, es posible calcular el
número de oxidación de un átomo en
un compuesto de la siguiente
forma:
-2
+2

8. Números de oxidación
(NO)-1
#(N) +#(O)= -1
#(N) + (-2)=-1
#(N) = +1
+1 -2

9. Números de oxidación
(SO4)-2
SO4
-2
#(S) + #(O)=-2
#(S) + 4(-2) =-2
#(S) -8 =-2
#(S)=+6

10. Números de oxidación
SO
HI
PbO

11. Números de oxidación
Na2SO4
#(Na) + #(S) + # (O) = 0
2(+1) + #(S) + 4(-2) =0
#(S) =+8-2
#(S)=+6
-2

12. Números de oxidación
NaHCO3
#(Na) + #(H) + #(C) + #(O) = 0
(+1) + (+1) + #(C) + 3(-2)= 0
#(C) = +6-1-1
#(C)=+4

13. Agente Oxidante y Agente Reductor
De esta manera, en toda reacción redox hay dos tipos de
reactivos, uno que cede electrones y otro que los acepta:
•Un agente oxidante. Es el átomo que capta los electrones.
En este sentido, disminuye su estado de oxidación inicial,
y se experimenta una reducción. De esta forma, aumenta su
carga eléctrica negativa al ganar electrones.
•Un agente reductor. Es el átomo que cede los electrones y
aumenta su estado de oxidación inicial, experimentando una
oxidación. De esta forma, aumenta su carga eléctrica
positiva al ceder electrones.

14. Agente Oxidante y Agente Reductor
Zn: 0 – (-2) = +2
Fe: +2 + (-2) = 0

15. Características de las reacciones
redox
Las reacciones redox se encuentran a nuestro alrededor a diario. La
oxidación de los metales, la combustión del gas en la cocina o incluso la
oxidación de la glucosa para obtener ATP en nuestro organismo son
algunos ejemplos.
En la mayoría de los casos, las reacciones redox liberan una importante
cantidad de energía.

16. Características de las reacciones
redox
Por lo general, cada reacción redox está compuesta por dos etapas
o semirreacciones. En una de las semirreacciones ocurre la
oxidación (el reactivo se oxida) y en la otra ocurre la reducción
(el reactivo se reduce)
La reacción redox total, que se obtiene como resultado de
combinar algebraicamente todas las semirreacciones, se suele
llamar “reacción global”. Es importante tener en cuenta que
cuando se combinan algebraicamente las semireacciones, se debe
ajustar tanto la masa como la carga. Es decir, la cantidad de
electrones cedidos durante la oxidación debe ser la misma que la
cantidad de electrones ganados durante la reducción, y la masa de
cada reactivo debe ser igual a la masa de cada producto.

17. Características de las
reacciones redox
Por ejemplo:
•Semireacción de reducción. Reducción del cobre al captar dos
electrones. Disminuye su estado o número de oxidación.
Semireacción de oxidación. Oxidación del hierro al perder dos
electrones. Aumenta su estado o número de oxidación.
Reacción global:

18. Características de las
reacciones redox

20. Ejemplo
KClO3 + FeCl2 +HCl FeCl3 + KCl + H2O
-
2
-
2
+
1
+
1
+
1
+
1
-
1
+
5 -
1
+
3
-
1
+
2
-
1

21. Ejemplo
+1
KClO3+ FeCl2 + HCl FeCl3 + KCl + H2O
+
1
+
1
-
1
-
1
+
1
-
2
-
2
+
5
-
1
+
2 -
1
+
3
Semirreacción de oxidación:
Fe - (-1e) Fe
+
2
+
3
Semirreacción de reducción:
Cl + (-6e) Cl
+
5
-
1

22. Ejemplo
(x6) Fe+2 - (-1e) Fe+3
(x1) ClO3
- + (-6e) + 6H+ Cl- + 3H2O
6Fe+2 + ClO3
- + 6H+ 6 Fe+3 + Cl- + 3H2O
KClO3 + 6FeCl2 + 6HCl 6FeCl3 + KCl + 3H2O
Reactivos: Cl= 1+12+6 = 19 Fe= 6, H=6 O=3
Productos: Cl= 18 +1= 19 Fe=6 H=6 O=3

23. Tipos de reacciones redox

24. Tipos de reacciones redox
Existen distintos tipos de reacciones redox, dotados de características
distintas. Los tipos más comunes son:
•Combustión. Las combustiones son reacciones químicas redox que liberan
una importante cantidad de energía en forma de calor y luz. Estas
reacciones son oxidaciones rápidas que desprenden mucha energía. La
energía liberada puede ser utilizada de forma controlada para generar
movimiento en los motores de los autos. En estas reacciones participa un
elemento llamado comburente (que se reduce y oxida al combustible) y un
elemento combustible (que se oxida y reduce al comburente). Algunos
ejemplos de combustibles son la gasolina y el gas que usamos en nuestras
cocinas, mientras que el comburente más conocido es el oxígeno gaseoso
(O2).
•Oxidación de metales. Son reacciones más lentas que las combustiones. Son
descritas comúnmente como la degradación de ciertos materiales,
especialmente metálicos, por acción del oxígeno sobre ellos. Es un
fenómeno mundialmente conocido y cotidiano, especialmente en las
poblaciones costeras, donde las sales del ambiente aceleran (catalizan)
la reacción. Es por eso que un automóvil, luego de llevarnos a la playa,
debe ser limpiado de todo rastro de agua salada.

25. Tipos de reacciones redox
•Desproporción. También conocidas como reacciones de dismutación,
presentan un único reactivo que se reduce y se oxida al mismo
tiempo. Un caso típico de esto es la descomposición del agua
oxigenada (H2O2).
•Desplazamiento simple. También llamadas “reacciones de
sustitución simple”, ocurren cuando dos elementos intercambian
sus lugares respectivos dentro de un mismo compuesto. Es decir,
un elemento sustituye a otro en su exacto lugar de la fórmula,
balanceando sus respectivas cargas eléctricas con otros átomos
según convenga. Un ejemplo es lo que ocurre cuando un metal
desplaza al hidrógeno en un ácido y se forman sales, como ocurre
cuando las baterías de un aparato se descomponen.

26. Ejemplos de reacciones
redox
La descomposición del peróxido de hidrógeno

27. Ejemplos de reacciones
redox
Desplazamiento de la plata por cobre. Es una reacción de desplazamiento simple en
la que se puede ver cómo al sumergir un fragmento de cobre metálico en una disolución
de nitrato de plata, el color de la disolución se torna azul y se deposita una delgada
capa de plata metálica sobre el fragmento de cobre. En este caso, parte del cobre
metálico (Cu) se transforma en el ión Cu2+, como parte del nitrato de cobre (II)
(Cu(NO3)2), cuya disolución tiene un lindo color azul. Por otra lado, parte del catión Ag+,
que forma parte del nitrato de plata (AgNO3), se transforma en plata metálica (Ag) que
se deposita.

28. Ejemplos de reacciones
redox
Reacción de zinc con ácido clorhídrico diluido. Es una reacción
de desplazamiento simple en la que el hidrógeno del HCl(ac) es
desplazado por el zinc para formar una sal.

29. Ejemplos de reacciones
redox

30. Reacciones acido- base
Cuando se colocan juntos un ácido y una base reaccionan para neutralizar las propiedades de
ácido y base, produciendo una sal. El catión H(+) del ácido se combina con el anión OH(-) de la
base para formar agua. El compuesto formado por el catión de la base y el anión del ácido se
llama sal. La combinación de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio produce la sal común, NaCl.
La plabra sal es un término general que se aplica a los productos de todas estas reacciones ácido-
base

31. Propiedades de los Ácido y Base
Las sustancias han sido clasificadas como ácidos o bases de acuerdo con algunas propiedades
generales que se resumen abajo. Las reacciones entre ellas producen sales.

32. pH
Medida del grado de acidez o alcalinidad de una sustancia o una solución. El pH
se mide en una escala de 0 a 14. En esta escala, un valor pH de 7 es neutro, lo que
significa que la sustancia o solución no es ácida ni alcalina.

33. Ejemplo medio básico