Semana 2 Redox Balance Redox

REDOX

Números de Oxidación
Expresan la ganancia o pérdida de electrones,
en el caso de los compuestos iónicos.
Para los compuestos moleculares (enlace
covalente) los números de oxidación expresan
la transferencia parcial de electrones.
H20(g) + Cl20(g) à 2H1+Cl1*Balance de cargas: Los electrones ganados deben ser
igual a los perdidos.

EJERCICIO

Reglas para asignar números de
oxidación.
1.Todos los elementos en estado natural, no
combinados, tienen un numero de oxidación
igual a 0, ejemplo: Cu, Al, C.
2. Todos los elementos del grupo IA (H, Li, Na, K,
Rb, Cs, Fr) en sus compuestos tienen número de
oxidación 1+, ejemplo: H21+O, K21+SO4, Na1+OH.
3. Todos los elementos del grupo IIA(Be, Mg, Ca,
Sr, Ba, Ra) tienen en sus compuestos numero de
oxidación 2+, ejemplo: Ca2+CO3, Sr2+O.

4.El hidrógeno en sus compuestos tiene número de oxidación
1+, excepto en los hidruros cuyo número de oxidación es 1ejemplo: NaH1-, CaH21-, AlH315. El oxigeno es sus compuestos tiene número de oxidación 2excepto en los peróxidos (O21-)2-, cuyo numero de oxidación es
1- ejemplo: Na2O216. Todos los elementos del grupo VIIA se les conoce como
halógenos (F, Cl, Br, I, At) en sus compuestos binarios(donde
son aniones) tienen número de oxidación 1- ejemplos: CaBr21-,
FeI317. El azufre como sulfuro(anión), tiene número de oxidación
2- , ejemplo:
Na2S2-, CaS2-

8. Todos los radicales conservan sus números de oxidación
en las reacciones químicas, ejemplo:
H2 S6+O42-

(S6+O42-)2Radical - ion

9. La suma de las cargas de los números de oxidación de
un catión y una anión deberá ser igual a 0,ejemplo:
(N3-H1+) 2S6+O42- = (6- )+ (8+)+ (6+) +(8- )=0
Cr3+ (O2-H1+)3 = (3+) + (6- ) + (3+)=0

Reacciones REDOX
En las reacciones de oxidación –
reducción – REDOX hay transferencia
de electrones. * Los estados de
oxidación de los elementos deben
modificarse.
La mayoría de reacciones REDOX se
dan en medio acuoso. Esto facilita la
formación de iones y por tanto, la
ganancia y pérdida de electrones.REDOX

NO REDOX

Na(s) + S(s) à Na2S(s)

NH3 + HCl à NH4Cl

Na0(s) + S0(s) ! Na1+2S2-(S)

N3-H1+3 + H1+Cl1-! N3-H1+4Cl1-(s)

Los estados de
oxidación de Na y S
cambiaron de reactivos
a productos

Los estados de oxidación
de N, H y Cl permanecen
igual en reactivos y
productos.

Cómo se dan
El proceso REDOX comienza con la formación
de los compuestos. Por ejemplo:
La formación del óxido de magnesio,MgO, a
partir de magnesio metálico y oxígeno.
2Mg(s) + O2(g) à 2MgO(s)
El MgO es un compuesto iónico formado por
los iones Mg2+ y O2-. En esta reacción, dos
átomos de Mg ceden o transfieren cuatro
electrones a dos átomos de O. Este proceso se
puede visualizar de la siguiente forma:

Semirreacción 1:
Semirreacción 2:
Reacción global:

2Mg
O2 + 4e-

à 2Mg2+ + 4eà 2O2-

2Mg + O2 + 4e- à 2Mg2+ +2O2- + 4e-

Se cancelan los electrones que aparecen a lado y lado de la
ecuación. * la cantidad de electrones ganados y perdidos
debe ser igual

2Mg + O2 à 2Mg2+ + 2O2Por último, los iones Mg2+ y O2- se combinan para formar MgO.

2Mg2+ + 2O2- à 2MgO

Reacción de oxidación
Se refiere a la semirreacción que implica la pérdida
de electrones. El término se utilizaba antes para las
reacciones conel oxígeno.
Reacción de reducción
Se refiere a la semirreación que implica la ganancia
de electrones.
Agente oxidante
La sustancia que acepta electrones y hace que el
“otro” se oxide.
Agente reductor
La sustancia que pierde electrones y hace que el
“otro” se reduzca.

Cl-1 ! Cl4+ Perdió 5 electrones- se oxidó
Br3+ ! Br1- Ganó 4 electrones – se redujo

REDOX:
1.  Cuando se coloca la lámina de Znmetálico en
una solución de sulfato de cobre (II), el Zn
reduce al Cobre (Cu2+) al donarle electrones
Zn(ac) + CuSO4(ac) ! ZnSO4(ac) + Cu(s)
2.  La solución pierde su color azul, dado por el
Cu2+, debido a su reducción a Cu
Zn(s) + Cu2+(ac) ! Zn2+(ac) + Cu(s)
Semirreacción reducción:
Zn ! Zn2+ + 2e- (agente oxidante)
Semirreacción de oxidación:
Cu2+ + 2e- ! Cu (agente reductor)

Tipos de...