Reacciones Redox

Reacciones Redox

Reacciones Redox
• Son reacciones de transferencia de electrones.
• Una reacción de oxidación implica la perdida
de electrones.
• Una reacción de reducción implica una
ganancia deelectrones.

• El agente reductor dona electrones, siempre
se oxida y se encuentra en la semireacción de
oxidación.
• El agente oxidante acepta electrones, siempre
se reduce y se encuentra en lasemireacción
de reducción.

Señale quien es el agente reductor y quien el
oxidante

Número de oxidación
• El número de cargas que tendría un átomo en
una molécula si los electrones fueran
transferidoscompletamente.

Nunca olvides
• Los elementos libres tienen número de
oxidación de cero. H2 , Br2 , O2 , P4 , Na, Be.
• El número de oxidación del oxígeno es -2, solo
en peróxidos es -1.
• El númerode oxidación del hidrógeno es +1,
excepto en los hidruros que es -1.

• Los iones monoatómicos su número de
oxidación es igual a la carga del ión.
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•
•
•

Li+ ------------ +1
Ba2+
O2Fe3+

• Elfluor siempre tiene número de oxidación de -1.
• Los otros halógenos tienen números de
oxidación negativos cuando forman ácidos o
sales ácidas.
• Cuando están combinados con oxígeno tienen
números deoxidación positivos.

• En una molécula neutra, la suma de los números
de oxidación de todos los átomos debe ser 0.
• En un ión poliatómico, la suma de los números de
oxidación de todos los elementosdebe ser igual a
la carga neta del ión.
• NH4+ ------------- (N es -3 y el H es +1)
-3 + (4 * +1) = +1

Balanceo
•
•
•
•

Colocar los números de oxidación
Hacer las semireacciones
Balancear el númerode átomos
Igualar el número de electrones en las
semireacciones.
• Colocar los coeficientes encontrados en la
ecuación original
• Completar el balanceo, ajustando los átomos en
ambos lados.

a)       Fe2O3    +   CO    →   CO2   +     Fe
          
b)       HNO3  +   Sn0     →    SnO2   +     NO   +     H2O  
 
c)        Na2S2O3    +   H2O2    →    Na2SO4   +   H2SO4  +    H2O
 
d)      ...