Importan cia de las reacciones redox

Reacciones de
Oxidación y reducción

¿Qué fenómeno ocurre cuando prendes una estufa a gas licuado?
¿Por qué se forma herrumbre en clavos o alambres de hierro?
IDEAS PREVIAS

• Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu
cuerpo relacionado con los procesos REDOX.
Oxidación de
combustibles
Reducción del CO2
Oxidación de metales
Oxidación de nutrientes

• La disciplina que estudia las leyes que rigen los
procesos redox y su relación con la producción de
electricidad se llama electroquímica.

Reacciones de Oxidación reducción
Son reacciones químicas en las que hay transferencia de electrones.
Un elemento cede electrones y el otro recibe los electrones.

OXIDACIÓN REDUCCIÓN
Se produce pérdida
de electrones
Se produce ganancia de
electrones
El número de oxidación
aumenta
El número de oxidación
disminuye

• Produce la oxidación.
• Es el que se reduce
• Produce la reducción.
• Es el que se oxida

Concepto de oxidación y
reducción
• Un elemento se oxida cuando cede o pierde electrones. Por
lo tanto, su número de oxidación aumenta
• Un elemento se reduce cuando capta o gana electrones.
Por lo tanto, su estado de oxidación disminuye

Reacciones de oxidación-
reducción
• Una reacción de oxidación-reducción (redox) es un proceso
químico en el que dos sustancias intercambian electrones
• Un oxidante es una sustancia que oxida a otra: el oxidante
se reduce mientras que el otro reactivo se oxida.
• Un reductor a la sustancia que reduce a otra: el propio
reductor se oxida mientras que el otro reactivo se reduce

Oxidación
• Es una reacción química muy poderosa donde un elemento
cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.Se
debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción
es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un
compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio
de electrones.
Fe+2
+ e−
→ Fe+3

Reducción
• En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un
átomo o ión gana electrones. Implica la disminución de su estado de
oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.
Cu+2
+ e−
→ Cuo

Número o estado de Oxidación.
14
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7
=> SE OXIDA
SE REDUCE
=>

Reacciones Ácido base v/s reacciones REDOX
Ácido - base Óxido - reducción
Se producen debido a la
transferencia de protones
(H+
) desde una sustancia
ácida a una básica.
Se deben principalmente
a la transferencia de
electrones (e-) entre una
especie química a otra, en
forma simultánea.

Concepto de oxidación y reducción
Oxidación:
• Un átomo o ion se oxida
• Aumenta su estado de oxidación
• Cede o pierde electrones
Agente Reductor: Es la especie química que se
oxida, es decir, la que cede electrones.

Reducción:
• Un átomo o ion se reduce
• Disminuye su estado de oxidación
• Gana o acepta electrones
Agente Oxidante: Es la especie química que se
reduce, es decir, la que acepta electrones.

Observaciones
• En los procesos de óxido reducción, la transferencia
de electrones ocurre siempre desde un agente
reductor a un agente oxidante.

Esquematizando los conceptos
•Semireacción de oxidación
 Semireacción de reducción

Estado o número de
oxidación
• Se define como la carga asignada
a cada átomo que forma de un
compuesto.
• Indica la cantidad de electrones
que podría ganar, perder o
compartir en la formación de un
compuesto.
• Para determinar el estado de
oxidación se debe seguir las
siguientes reglas.

Reglas para determinar
Estado de oxidación
1. El estado de oxidación de cualquier átomo
en estado libre, es decir, no combinado, y
moléculas biatómicas es CERO.
Elementos no
combinados
Cu, Al, Ar, Ag
Moléculas
biatómicas
H2, O2, Cl2, Br2

Reglas para determinar
Estado de oxidación
2. El estado de oxidación del hidrógeno es +1,
excepto en el caso de los hidruros (MHv),
donde es -1.
Ácidos Hidruros
H2SO4 NaH
+1 -1

Reglas para determinar Estado
de oxidación
• El estado de oxidación del oxígeno en la
mayoría de los compuestos es -2, excepto en
los peróxidos (M2O2v) donde es -1 y cuando se
encuentra unido con el flúor, donde actúa con
estado de oxidación +2.
Peróxidos Con Fluor
Na2O2 F2O
-1 +2

• En los iones simples, cationes (+) y
aniones (-), el estado de oxidación es
igual a la carga del ion.
• Ejemplos:
Cationes Aniones
Cu2+
= +2 Cl-
= -1
Na+
= +1 S2-
= -2
Reglas para determinar Estado de
oxidación

• El desplazamiento de los electrones va del ánodo al
cátodo, ahí los reciben los iones Cu+2
los cuales se
reducen y se adhieren a la lámina metálica de cobre
del cátodo. A su vez se produce un desequilibrio de
las cargas eléctricas en ambos vaso, esta es
compensada con la acción del puente salino, el cual
generalmente está formado por una solución iónica,
como el KCl. El voltímetro da cuenta del flujo
electrónico

Pilas galvánicas: pila
Danielli.• Pila galvánica: dispositivo
que transforma energía
química en energía
eléctrica
• Cátodo: reducción ⊕
Cu2+
+ 2 e-
→ Cu
• Ánodo: oxidación 
Zn → Zn2+
+ 2 e-

Potencial normal de reducción
• Par redox: dos especies
químicas relacionadas entre
sí por un proceso de
intercambio de electrones
• Potencial de electrodo:
magnitud que mide la parte
de energía suministrada en
la reacción de reducción de
un par redox
• Electrodo de referencia de
hidrógeno: electrodo de
referencia cuyo potencial de
referencia es nulo

Ejemplos de Ejercicio de Oxidación Reducción

Cuando un elemento aumenta su
número de oxidación o pierde electrones,
se dice que se oxidó. Por lo tanto, la
oxidación es la perdida de electrones por
parte de un elemento o el aumento del
número de oxidación que se puede
traducir en un aumento de cargas
positivas.

Cuando un elemento disminuye su
número de oxidación o gana electrones se
dice que se redujo. Por lo tanto, la
reducción es la ganancia de electrones
por parte de un elemento o la disminución
en el número de oxidación, lo que puede
llevar al aumento de cargas negativas o
disminución de cargas positivas.

Ejemplo:
+−+
→+ 36
3 CreCr

El elemento que sufre la oxidación o
reducción puede, estar formando parte de
un compuesto, tenemos que:
1.Agente Reductor: Es el compuesto que
contiene al elemento que se oxida, es
decir, al que pierde electrones o aumenta
su número de oxidación.
2. Agente Oxidante: Es el compuesto que
contiene al elemento que se reduce, es
decir, al que gana electrones o disminuye
su número de oxidación.

El elemento que sufre la oxidación o
reducción puede, estar formando parte de
un compuesto, tenemos que:
Ejemplo:
3224 HNOMnONOHMnO +→+
Semi-reacción de Oxidación:
Semi-reacción de Reducción:
Agente Reductor:
Agente Oxidante:
2NO
4HMnO
−++
+→ eNN 54
+−+
→+ 47
3 MneMn

332722 IOCrHIOCrH +→+
Agente Reductor:
Agente Oxidante:
−−
+→ eII 22 2
+−+
→+ 36
3 CreCr
HI
722 OCrH
1.1.

32722 HNOMnOHIOCrH +→+
Agente Reductor:
Agente Oxidante:
−−
+→ eII 22 2
36
3 +−+
→+ CreCr
HI
722 OCrH
1.1.

32722 HNOMnOHIOCrH +→+
Agente Reductor:
Agente Oxidante:
−−
+→ eII 22 2
+−+
→+ 36
3 CreCr
HI
722 OCrH
1.1.

Agente Reductor:
Agente Oxidante:
NOCuOHNOCu +→+ 3
2.2.
−+
+→ eCuCu 22
25
3 +−+
→+ NeN
Cu
3HNO

Agente Reductor:
Agente Oxidante:
NOCuOHNOCu +→+ 3
2.2.
−+
+→ eCuCu 22
+−+
→+ 25
3 NeN
Cu
3HNO

Las reacciones químicas respetan el
principio de la conservación de la masa y de
la energía, por lo tanto, los electrones
perdidos en la oxidación se ganan en la
reducción, es decir, los electrones perdidos
por el reductor son ganados por el oxidante.
Ambos procesos oxidación y reducción
son simultáneos y opuestos.
En resumen una reacción redox, se
expresa de la siguiente manera:

Oxidación:Oxidación:
Reducción:Reducción:
REDOX:REDOX:
−
+→ neoxidantereductor 11
22 reductorneoxidante →+ −
1121 reductoroxidanteoxidantereductor +→+

REDOX:REDOX:
3/333 54 −++
+→ eNN
+−+
→+ 47
3 MneMn
++++
+→+ 4574
33 MnNMnN
Ejemplo 1:

REDOX:REDOX:
Ejemplo 2:
2/262 36 +−+
→+ CreCr
−−
+→ eII 636 2
++−
+→+ 3
2
6
2326 CrICrI

Oxidación:
Reducción:
REDOX:
1.1. 3243 OBiHMnOHBiOMnO +→+
−++
+→ eMnMn 1022 72
+−+
→+ 35
5105 BieBi
++++
+→+ 3752
5252 BiMnBiMn

Oxidación:
Reducción:
REDOX:
2.2.
3
4423
−+−
+→+ AsONHAsOHNO
−++
+→ eAsAs 844 53
−−+
→+ 35
8 NeN
−+++
+→+ 3553
44 NAsNAs

Oxidación:
Reducción:
REDOX:
3.3. HIPOHIPH +→+ 2323
−+−
+→ ePP 43
−−
→+ IeI 442 2
−+−
+→+ IPIP 42 2
3

TAREA:
No olvides traer tu bitácora para calificarte

Ejercicios
Determine el estado de oxidación de:
• P en el H3PO3
• N en el NH2OH
• S en el H2SO3
• Cl en el KClO3
• S en el Na2S
• Cr en el Cr2O7
2-
• Mn en el MnO4
2-

Pon a prueba lo aprendido
• Identifica en cada semi-reacción siguiente, si corresponde a
proceso de oxidación o reducción.
a) _____________
b) _____________
c) _____________
d) _____________
e) _____________
f) _____________

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