quimica reacciones

REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN

OXIDACION REDUCCIÓN

La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo de átomos
pierden electrones o bien

es la reacción en la que un átomo aumenta su

número de oxidación. La reducción es un cambio químico en el cual un
átomo o grupo de átomos ganan electrones, o también es la reacción en la que
un átomo disminuye su número de oxidación.La oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente ya que el
número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de
electrones ganados en la reducción
Oxidante es la especie química que captando electrones (aumentando su carga
negativa o disminuyendo su carga positiva) consigue la oxidación de otra.

Reductor es la especie química que cediendoelectrones(aumentando su carga
positiva o disminuyendo su carga negativa) produce la reducción de otra.
El oxidante se reduce y el reductor se oxida por lo que las reacciones redox
transcurren entre pares conjugados de oxidación-reducción.

ESTADOS DE OXIDACIÓN
Se define

número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un

compuesto, como la carga que tendría un átomo

de ese elemento si elcompuesto del que forma parte estuviese constituido por iones.
Las reglas básicas para asignar estado de oxidación son las siguientes.
1. El número de oxidación de un elemento libre es cero, tanto si es
atómico como molecular (Fe, H 2 ,Cl2 etc.)
2. En los iones simples (iones de un solo átomo el # de oxidación = a la
carga del ión) por ejemplo Al+3 ,,Fe a veces tiene # de oxidación de +2y +3
3. El hidrógeno y los elementos del grupo IA de la tabla periódica
tienen # de oxidación de +1 Ejem. H+1 , Li +1 , Na+1

, Rb+1 etc. El

hidrógeno trabaja con –1 en el caso de hidruros metálicos ejem. Na
H-1

+1

4. Los elementos del grupo IIA el # de oxidación es de +2 ejemplo Ca

.

Mg++ , Sr ++ , Ba++ etc.
5. En la mayor parte de los compuestos que contienen oxígeno el #de
oxidación de este compusto es –2. Existen sus excepciones como en el
caso de los peróxidos que es –1 H2O2 , en los superóxidos es –1/2 y en
sus combinaciones con el flúor es +2 y +1.
6. Los halógenos (F,-1 Cl-1, Br-1, I-1 ) cuando no están combinados con el
oxígeno tienen # de oxidación X-1.
7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos
que forman una moléculaneutra es cero. Si se trata de un ión, la suma
es igual a la carga del ión.

BALANCEO

DE REACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DE

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

Este método se basa en que el aumento total en el número de oxidación de los
átomos que se oxidan ha de ser igual a la disminución total de los números de
oxidación de los átomos que se reducen, por tanto el número de electrones que
se ganan ose pierden debe ser el mismo.

Los pasos a seguir son:
1. Escribir la ecuación completa colocando arriba de cada átomo, las
valencias con que están unidas.
2. Se separan los elementos oxidados y reducidos indicando el # de
electrones ganados o perdidos en cada caso. Para obtener el # de
electrones ganados o perdidos debemos balancear cada ecuación e
igualar cargas
3. El # de electronesperdidos por el agente reductor debe ser igual al #
de electrones ganados por el agente oxidante. Por lo tanto se tiene que
igualar el # de electrones ganados y perdidos.
4. Se procede a colocar

los coeficientes en los sitios de la reacción

correspondiente
5. La ecuación aún no esta balanceada

, se hacen los ajustes necesarios.

Ejemplo
MnO2 + HCl → MnCl2 + H 2O + Cl2

Oxidado(pierde electrones)
2Cl −1 → Cl 0 2

Reducido ( gana electrones)
Mn +4 → Mn +2

2Cl −1 − 2e − → Cl 0 2

Mn +4 + 2e − → Mn +2

2Cl −1 − 2e − → Cl 0 2
Mn +4 + 2e − → Mn +2
Mn +4 + 2Cl −1 → Mn +2 + Cl 0 2
Mn +4 + 4 HCl → MnCl2 + 2 H 2O + Cl2

Balancear las siguientes reacciones químicas
1. KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H 2O + Cl2
Oxidado (pierde electrones)
o

(2Cl −1 − 2e − → Cl2 )5...