redox

REACCION DE OXIDACION Y REDUCCION
Ejemplo: Zn(s) + 2 HCl(ac)

ZnCl2(ac) + H2(g)

Oxidación: Proceso en el que una especie PIERDE
electrones.
Reducción:

Proceso en el que una especie GANAelectrones.

Agente oxidante: Especie que PROVOCA LA OXIDACIÓN
de la otra sustancia.
Agente reductor: Especie que PROVOCA LA REDUCCIÓN
de la otra sustancia.
Agente OXIDANTE se REDUCE.
AgenteREDUCTOR se OXIDA.

Aspectos claves:
1) La oxidación (pérdida de electrones) SIEMPRE va
acompañada por la reducción (ganancia de
electrones).
2) El número de electrones perdido por el reactivooxidado

es

SIEMPRE

igual

al

número

electrones ganados por el reactivo reducido.

de

EJEMPLOS de reacciones Redox
K2Cr2O 7 + 4 HBr + H2SO4

2CrO2 + 2Br2 + K2SO4 + 3H2O

5PbO2(s) + 2 Mn2+ + 5 SO42- + 4 H+ → 5 PbSO4(s) + 2 MnO4- + 2 H2O
2 KOH(ac) + Cl2(g) → KCl(ac) + KClO(ac) + H2O(l)

Balance de Reacciones Redox
Método del ión-electrón (medio ácido)
Cr2O72- +I-

Cr3+ +

I2(s)

1. Asignar el Estado de Oxidación (E.O.) a reactivos y
productos para determinar las especies que se oxidan y
se reducen.
2. Separar reactantes y productos en dosSEMIREACCIONES
Semiracción reducción:
Semireacción oxidación:

3. Ajustar los ÁTOMOS por separado en cada S.R.
a) Comenzar por ajustar TODOS LOS ÁTOMOS QUE NO
SON H u O.
b) Ajustar los O, agregandoAGUA al lado que haga falta.
c) Ajusta los H, agregando PROTONES al lado que haga falta.
4. Ajustar LAS CARGAS por separado en cada S.R.
agregando electrones.
5. IGUALAR EL NÚMERO DE ELECTRONESen cada S.R.
6. Sumar y cancelar términos semejantes. El resultado es la
ECUACIÓN IÓNICA BALANCEADA en MEDIO ÁCIDO.

Resultadoo

Cr2O72- + 6 I- + 14 H+

2 Cr3+ + 3 I2(s) + 7 H2O

Ejemplo2:
Ajustar la siguiente reacción mediante el método iónelectrón en medio básico.

MnO4-(ac) + C2O42-(ac)

MnO2(s) + CO2(g)

Resultado:
2 MnO4- + 3 C2O42- + 4 H2O

2 MnO2 + 6 CO2 + 8 OH-...