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Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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  Estas reacciones se producen en todas las áreas de la
química y la bioquímica.
  Implican cambio en el estado o número de oxidación
(E.O.) de uno o más átomos de las sustancias
reaccionantes, esto significa, transferencia de electrones.

2 Ca(s) + O2(g)  2 CaO(s)

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  Los electrones no se crean ni se destruyen en las
reacciones químicas.  Por lo tanto, la oxidación y la reducción siempre se
producen simultáneamente en las reacciones químicas
comunes.

2 Ca  2 Ca2+ + 4ē
O2 + 4ē 
2 O23

OXIDACIÓN
  La OXIDACIÓN originalmente se refería a la combinación
de un elemento con el oxígeno.
  Hoy, la OXIDACIÓN es un incremento algebraico del
estado de oxidación y corresponde a la pérdida de
electrones.
Por lo tanto, laespecie que cede electrones, experimenta
una oxidación.
4

Ejemplos de OXIDACIÓN

E.O.

4 Fe (s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s)
0
+3

E.O.

C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
0
+4

5

  La REDUCCIÓN originalmente se empleó para describir la
eliminación de oxígeno en un compuesto.
 

Hoy, la REDUCCIÓN es una disminución algebraica del
estado de oxidación y corresponde a una ganancia deelectrones.
Por lo tanto, la especie que capta electrones, experimenta
una reducción.
6

E.O.

MnO3 (s) + 3 H2 (g) → Mn (s) + 3 H2O (g)
+6
0

E.O.

ZnO (s) + H2 (g) → Zn (s) + H2O (g)
+2
0

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AGENTE OXIDANTE
  Agente oxidante es la especie que:
 

oxida a otros compuestos

 

capta o gana electrones

 

se reduce

AGENTE REDUCTOR
  Agente reductor es laespecie que:
 

reduce a otros compuestos

 

ceden o pierden electrones

 

se oxida
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Ejemplos

E.O.

E.O.

2 Fe (s) + 3 Cl2 (g) → 2 FeCl3 (s)
0
0
+3 -1
Ag.Red. Ag.Ox.
2 FeBr3 (ac) + 3 Cl2 (g) → 2 FeCl3 (ac) + 3 Br2 (l)
+3 -1
0
+3 -1
0
Ag.Red.
Ag.Ox.

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10

Semi-reacciones de óxido-reducción
  Una semi-reacción de oxidación corresponde al cambio
químicoque experimenta un agente reductor por entrega de
uno o más electrones.
Ej: Fe ⇔ Fe2+ + 2ē
  Una semi-reacción de reducción corresponde al cambio
químico que experimenta un agente oxidante por captación
electrones desde otra especie.
Ej: Cu2+ + 2ē ⇔ Cu
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La combinación de las dos semi-reacciones anteriores,
conduce a la siguiente reacción iónica neta:
Fe

⇔

Fe2+ + 2ē

Cu2+ +2ē ⇔ Cu
Fe + Cu2+ ⇔ Fe2+ + Cu

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BALANCE DE ECUACIONES REDOX
  En las semi-reacciones primero se equilibran los átomos
principales y después las cargas. Los electrones
siempre se ubican donde la carga es mayor.
  El incremento total de los estados de oxidación debe ser
igual a la disminución total de los estados de oxidación.

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1. En los elementos libres (es decir, enestado no combinado),
cada átomo tiene un estado de oxidación cero. Así, cada átomo
en H2, Br2, Na, Be, K, O2 y P4 tiene el mismo número de
oxidación: cero.
2. Para los iones monoatómicos, el estado de oxidación es igual
a la carga del ion (carga visible). Entonces, el ion Li+ tiene un
estado de oxidación de +1; el ion Ba2+, +2; el ion Fe3+, +3; el
ion I-, -1; el ion O2-, -2, y asísucesivamente. Todos los metales
alcalinos tienen un estado de oxidación de +1 y todos los
metales alcalino térreos tienen un número de oxidación de +2 en
sus compuestos. El aluminio tiene un número de oxidación de
+3 en todos sus compuestos.
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3. El estado de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de los
compuestos (por ejemplo, MgO y H2O), pero en el peróxido de
hidrógeno (H2O2) y en el ionperóxido (O22-) es -1.
4. El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando
está enlazado con metales en compuestos binarios. En estos
casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su estado de oxidación es
-1.
5. El flúor tiene un estado de oxidación de -1 en todos sus
compuestos. Los otros halógenos (Cl, Br y I) tienen estados de
oxidación negativos cuando se encuentra como iones...