Semana del 22 al 28 de Abril

Hooooooooooooola chicos, hoy comenzamos un nuevo tema: Reacciones de oxidación y 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 cediendo electrones(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 el 
compuesto 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 +2 
y +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 +1
H
-14. 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 H2
O2 , 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 molécula neutra 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 o se 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 nº de electrones perdidos por el agente reductor debe ser igual al # 
de electrones ganados por el agente oxidante. Por lo tanto se tiene que 
igualar el nº 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. 


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