Este documento presenta una unidad sobre reacciones de oxidación-reducción. Explica conceptos clave como estado de oxidación, método redox, y balanceo de ecuaciones químicas por este método. El objetivo es que los estudiantes aprendan a resolver problemas de estequiometría en reacciones redox.

1. Química inorgánica
Docente: Julia Angeles Otárola
Unidad: Relaciones cuantitativas en reacciones
de oxidación – reducción.

2. - Definición de Redox
- Método Redox: Oxidación –Reducción.
- Cálculo de estado de oxidación.
- Procedimiento para balancear mediante el
Método redox.
- Semireacciones.
- Ajuste de ecuaciones químicas por el método
Redox.
- Agente oxidante y agente reductor.
- Ecuación Iónica Global.
Contenido
Al finalizar la unidad, el
estudiante resuelve
problemas de estequiometria
en reacciones redox.
Relaciones cuantitativas en
reacciones de oxidación –
reducción.
Logro
Unidad

3. Importancia
Al finalizar la unidad, el
estudiante resuelve
problemas de estequiometria
en reacciones redox.
Relaciones cuantitativas en
reacciones de oxidación –
reducción.
Logro
Unidad
Las reacciones del tipo oxidación reducción son
parte de nuestra vida diaria, como por ejemplo: En
la oxidación de los metales, en la respiración, etc.
El sistema de calefacción que se utiliza para
generar calor, es otra forma de ver reflejada la
reacción de oxidación reducción.
Otro ejemplo de oxido - reducción es la corrosión de
un puente y/o de estructuras metálicas, también;
cuando se oscurece una manzana después de
cortada, al ser expuesta al aire.

4. ¿Por qué es importante para nosotros conocer acerca
del balance por el método Redox?
a

5. ¿Qué observas en las imágenes?
Oxidación de
frutas
Oxidación de
metales
Reducción
de CO2
Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu cuerpo
relacionado con los procesos REDOX.

6. 6
Identifique a los
reactivos
y a los productos.
Escriba la ecuación
química correspondiente.

7. La reacción química obtenida es:
Entoncespodemosdecir que…

8. 8
Entonces: ¿Que podemos decir de las Reacciones Redox?
Ecuación Iónica (en solución acuosa):
Zn(s) + Cu+2
(ac) → Zn2+
(ac) + Cu(s)
¿Quién es el agente oxidante y quién el agente reductor?
Ecuación Molecular:
CuSO4 + Zn → ZnSO4 +Cu
Estas preguntas las responderemos en las siguientes diapositivas...

9. RED OX
REDUCCIÓN OXIDACIÓN
e-
Las Reacciones Redox se caracterizan por ser procesos de
transferencia de electrones.
Determinados compuestos
pueden aceptar y donar
electrones. Éstos participan en
las reacciones denominadas
oxidación-reducción.
Tomar en consideración:
Esta capacidad no la poseen
todas los compuestos, pero si
todos los metales.

10. Conocer acerca de las Reglas
para asignar el Estado de
Oxidación
1. La suma de los E.O. de todos los
átomos de unamoléculaes0
2. El E.O.de un átomo libre es Cero.
3. Los metalesalcalinos(Grupo IA) tienen
E.O.+1 :
4. Los alcalinotérreos (Grupo IIA)tienen
E.O.+2 :
Estado de oxidación (E.O.): Depende de
los electrones ganados o cedidos por un
átomo cuando formauncompuesto.
Trabajar con Tabla Periódica
Lo primeroquedebemossaberes…

11. 5. En compuestos binarios con metalesel E.O.
del F
,Cl,I y Br es :-1.
6. El H es +1, exceptoen los hidruros
metálicos(-1).
7. El E.O.del O es -2,exceptoen los
peróxidos (-1).
8. Los gases diatómicoscomo:
O2, H2, N2, Cl2 el E.O.es0.
Reglas para asignar el Estado de Oxidación

12. Reacciones de transferencia
de electrones
(de oxidación y reducción)
Zn0  Zn+2
Cu+2 Cu0
El E.O. de cero pasa a +2
El E.O. de +2 pasa a Cero
SE OXIDA entonces PIERDE e-
SE REDUCE entonces GANA e-
Observa:
Estado de Oxidación (E.O.) o Número de Oxidación (N.O.) nos indica
el número de electrones que el átomo ha aceptado o cedido.
Observa la siguiente reacción
química en su forma iónica:
Estado de Oxidación (E.O.)
Zn0+ Cu+2  Zn+2 + Cu0

13. 1
3
1.Identificar elementos que cambian su número o estado de oxidación.
2.Escribir semirreacciones iónicas de oxidación y de reducción.
3.Examinar las semirreacciones de modo que se equilibre el
número de electrones ganados y perdidos.
4.Plantear la Ecuación Iónica Global.
5.Trasladar coeficientes.
6.Igualar finalmente por simple inspección o tanteo.
Vamos a ver un ejemplo...
Método del Cambio de Estado de
Oxidación o Método Redox

14.  3  2  2  2 0  4  2
F e 2 O 3  3 C O  2 F e  3 C O 2
Identificar los elementos que
cambian número de oxidación.
Escribir semirreacciones iónicas
de oxidación y de reducción.
 3  2  2  2 0  4  2
F e 2 O 3  3 C O  2 F e  3 C O 2
Igualar el número de
electrones ganados y perdidos.
𝑔𝑎𝑛𝑎𝑒
𝑙
𝑒
𝑐
𝑡
𝑟
𝑜
𝑛
𝑒
𝑠
𝑝
𝑖
𝑒
𝑟
𝑑
𝑒𝑒
𝑙
𝑒
𝑐
𝑡
𝑟
𝑜
𝑛
𝑒
𝑠
𝐶+2
𝑅
𝑒
𝑑
𝑢
𝑐
𝑒 𝐹𝑒+3+ 3 𝑒
− → 𝐹𝑒0
𝐶+4
𝑅
𝑒
𝑑
𝑢
𝑐
𝑒 2𝐹𝑒+3+ 6 𝑒−→2 𝐹𝑒0 𝑔𝑎𝑛𝑎𝑒
𝑙
𝑒
𝑐
𝑡
𝑟
𝑜
𝑛
𝑒
𝑠
𝑝
𝑖
𝑒
𝑟
𝑑
𝑒𝑒
𝑙
𝑒
𝑐
𝑡
𝑟
𝑜
𝑛
𝑒
𝑠
3𝐶+2
𝑂
𝑥
𝑖
𝑑
𝑎 − 6 𝑒−→3 𝐶+4
Para eliminar los electrones:
Multiplicar a la 1era. por 2 y a
2da. por 3)
La Ecuación Iónica Global es:
2𝐹𝑒+3 + 3𝐶+2 →2𝐹𝑒0+ 3 𝐶+4
𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑+ 𝟑𝑪𝑶 →𝟐𝑭𝒆+ 𝟑𝑪𝑶𝟐
Balance por tanteo
Agente Oxidante: 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑
Agente Reductor: 𝑪𝑶
Pasos para Ajustar una Reacción Redox
Se Reduce
Se Oxida
Se Reduce
Se Oxida

15. Ag+ + 1e– →Ago
…… (b)
o
Método REDOX : Procedimiento para balancear
Zn + Ag N O3 →Zn (N O3 )2 + Ag
Zn (s)+ 𝐀𝐠𝐍𝐎𝟑 →𝐙𝐧 (𝐍𝐎𝟑) 𝟐+ 𝐀𝐠 (s)
0 2+ 5+ 2- 1- 0
Segundo: Escribir las Semirreacciones
Oxidación:
Reducción:
– 2+
Zn – 2e →Zn …
…
…
. (a)
Primero: Identificar los E.O. de cada elemento y luego
identificar aquellos que cambian.
1+ 5+ 2-
Reducción
Oxidación
Ajustar el nº de electrones
Hay que multiplicara
toda la semireacción
(b) por 2.

16. Método REDOX : Procedimiento para balancear
Cuarto: Utilizar los coeficientes de la ecuación redox, terminar el
balance por tanteo y finalmente comprobar que toda la
reacción queda ajustada:
Tercero: Ajustar el nº de electrones (e- ganados = e- perdidos)
Agente Oxidante: AgNO3
Agente Reductor: Zn
Oxidación :
Reducción:
o
Zn - 2e– →Zn2+
2Ag+ + 2e– →2Ago
Ecuación Redox : Zn +2Ag+→Zn2++2Ag
o o
3 3 2
(Ecuación Balanceada)
Zno
+ 2 AgNO →Zn(NO ) + 2Ag
o

17. Oxidación
Reducción
Zn0  Zn2+
Cu2+ Cu0
SE OXIDA (Pierde e-)
SE REDUCE (Gana e-)
-
0


-
0


Oxidación
Reducción
Semireacciones
Reacción Redox

19. EJERCICIO PROPUESTO
Balancea por el Método Redox e indica el cual es la especie que
se reduce:
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O
Determinar:
a) El elemento que se oxida.
b) El elemento que se reduce.
c) Las semireacciones.
d) La reacción Redox.
e) El agente Reductor.
f) El agente Oxidante.
g) Balancee la reacción química.

20. siguiente ecuación por el método de estado de
Balanceela
oxidación:
KMnO4 + H2SO4 +KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 +H2O
a. Asigne los estado de oxidación de cada elemento en
sus compuestos respectivos.
b. Observe qué elementos cambian su estado de oxidación
y determine la especie que se oxida y se reduce.
c. Indique el número de electrones transferidos en cada
caso.
d. Iguale el número de electrones ganados y perdidos.
e. Complete el balance por tanteo.
EJERCICIO PROPUESTO

21. Conclusiones
1. La reacción Redox es una reacción de pérdida y
ganancia de electrones.
2. Para que exista una reacción redox o de reducción-
oxidación, en el sistema tiene que haber un elemento
que ceda electrones y otro que los acepte.
2. El agente reductor es aquella sustancia química que
suministra electrones de su estructura química al medio.
3. Un agente oxidante es una sustancia química que tiene
la capacidad de sustraer electrones de otra sustancia
(agente reductor) que los dona o pierde.
4. El agente oxidante es quien se reduce y el agente
reductor es quien se oxida.
Al finalizar la unidad, el
estudiante resuelve
problemas de estequiometria
en reacciones redox.
Relaciones cuantitativas en
reacciones de oxidación –
reducción.
Logro
Unidad

22. Gracias