1. Universidad de El Salvador
Facultad Multidisciplinaria Paracentral
Departamento de Ciencias Agronómicas
Química General
Dr. Pedro Alonso Pérez Barraza
Bachiller:
Gabriela Estefany Cornejo
Año: 2015
2.
3. Ácido - base Óxido - reducción
Se producen debido a la
transferencia de
protones (H+) desde una
sustancia ácida a una
básica.
Se deben principalmente
a la transferencia de
electrones (e-) entre una
especie química a otra,
en forma simultánea.
4. Oxidación:
• Un átomo o ion se oxida
• Aumenta su estado de oxidación
• Cede o pierde electrones
Agente Reductor: Es la especie química que se
oxida, es decir, la que cede electrones.
5. Reducción:
• Un átomo o ion se reduce
• Disminuye su estado de oxidación
• Gana o acepta electrones
Agente Oxidante: Es la especie química que se
reduce, es decir, la que acepta electrones.
6. En los procesos de óxido reducción, la
transferencia de electrones ocurre siempre
desde un agente reductor a un agente
oxidante.
8. Se define como la carga asignada a cada átomo
que forma de un compuesto.
Indica la cantidad de electrones que podría ganar,
perder o compartir en la formación de un compuesto.
Para determinar el estado de oxidación se debe
seguir las siguientes reglas.
9. 1. El estado de oxidación de cualquier átomo
en estado libre, es decir, no combinado, y
moléculas biatómicas es CERO.
Elementos no
combinados
Cu, Al, Ar, Ag
Moléculas
biatómicas
H2, O2, Cl2,
Br2
10. 2. El estado de oxidación del hidrógeno es
+1, excepto en el caso de los hidruros
(MHv), donde es -1.
Ácidos Hidruros
H2SO4 NaH
+1 -1
11. El estado de oxidación del oxígeno en la
mayoría de los compuestos es -2,
excepto en los peróxidos (M2O2v) donde
es -1 y cuando se encuentra unido con
el fluor, donde actúa con estado de
oxidación +2.
Peróxidos Con Fluor
Na2O2 F2O
-1 +2
12. En los iones simples, cationes (+) y
aniones (-), el estado de oxidación es
igual a la carga del ion.
Ejemplos:
Cationes Aniones
Cu2+ = +2 Cl- = -1
Na+ = +1 S2- = -2
Reglas para determinar Estado de
oxidación
13. En los iones poliatómicos, la suma de los
estados de oxidación de todos los
átomos debe ser igual a la carga del
ion.
Ejemplo: SO4
2-
Nº at. Est. Ox.
S = 1 • X = X
O = 4 • -2 = -8
-2
X = 6
14. En las moléculas neutras, los estados de
oxidación de todos los átomos deben
sumar CERO.
Ejemplo: H2SO4
Nº at. Est. Ox.
H = 2 • +1 = +2
S = 1 • X = X
O = 4 • -2 = -8
0
X = 6
15. A través de una ecuación matemática.
Ejemplo: Calcular el estado de
oxidación del nitrógeno en el HNO3
H N O3
1 (+1) + 1 • X + 3 (-2) = 0
X = +5
16. Determine el estado de oxidación de:
P en el H3PO3
N en el NH2OH
S en el H2SO3
Cl en el KClO3
S en el Na2S
Cr en el Cr2O7
2-
Mn en el MnO4
2-
17. 1. Identificar la semireacción de oxidación y
reducción. Para ello se debe asignar los
estados de oxidación a cada especie
participante de la reacción, para verificar la
transferencia de electrones.
I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O
(Molecular)
I2 + H+NO3
- H+lO3
- + NO + H2O
(Iónica)
0 +1 -6+5 +1+5 -6 -2+2 -2+2
18. 2. Se escribe por separado el esqueleto de las
ecuaciones iónicas parciales del agente
oxidante y el agente reductor.
I2 lO3
-
NO3
- NO
Oxidación
Reducción
Agente
Oxidante
Agente
Reductor
19. Se balancea por tanteo (inspección) los
átomos distintos de H y O :
I2 2lO3
-
NO3
- NO
20. Se igualan los átomos de oxígenos agregando
moléculas de H2O para balancear los
oxígenos:
I2 + 6H2O 2lO3
-
NO3
- NO + 2H2O
21. Igualar los átomos de hidrógenos, agregando
iones hidrógeno H+ donde falte éste.
I2 + 6H2O 2lO3
- + 12H+
4H+ + NO3
- NO + 2H2O
22. Igualar las semi reacciones eléctricamente.
Para ello, se debe contar la carga total en
ambos lados de cada ecuación parcial y
agregar electrones e- en el miembro deficiente
en carga negativa (-) o que tenga exceso de
carga positiva (+).
0 - 2 +12 = +10
I2 + 6H2O 2lO3
- + 12H+ + 10e-
+4 -1 = + 3 0
3e- + 4H+ + NO3
- NO + 2H2O
23. Estos pasos aquí son comunes para reacciones en
medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos).
Si la reacción está en medio básico o alcalino
después de haber colocado los e- se debe:
“agregar a cada miembro de las ecuaciones
parciales tantos OH- como H+ haya. Combinar los
H+ y OH- para formar H2O y anular el agua que
aparezca duplicado en ambos miembros”.
Nota: En esta ecuación no se realiza porque no
tiene OH-, es decir, no está en medio básico (está
en medio ácido, HNO3).
24. Igualar el número de e- perdidos por el agente
reductor, con los e- ganados por el agente
oxidante, multiplicando las ecuaciones
parciales por los número mínimos necesario
para esto.
I2 + 6H2O 2lO3
- + 12H+ + 10e-
3e- + 4H+ + NO3
- NO + 2H2O
x3
x10
26. Sume las dos semireacciones reduciendo
términos semejantes, es decir, cancelando
cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que
aparezca en ambos lados, con lo cual se
obtendrá la ecuación finalmente balanceada.
3I2 + 18H2O 6lO3
- + 36H+ + 30e-
30e- + 40H+ + 10NO3
- 10NO + 20H2O
3I2 + 10NO3
- + 4H+ 6IO3
- + 10NO + 2H2O
27. Si la ecuación fue dada originalmente en
forma iónica, ésta es la respuesta del
problema.
3I2 + 10NO3
- + 4H+ 6IO3
- + 10NO + 2H2O
• Si la ecuación fue dada originalmente en forma
molecular; se trasladan estos coeficientes a la
ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de
la ecuación.
3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O