Equipo 6 Redox

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Equipo: 6° Acevedo Cervera Carlos Enrique

° Chávez Villaseñor Nancy Pamela

° Llave Robles Ari

° Morales Sánchez Alondra

° Ramírez Orozco Brenda Karina

° Santos Ávila Mónica Estefani

° Sierra Mondragón Sergio

Es el nombre simplificado de las reacciones de reducción-oxidación.

procesos que llevan a la modificación del estado de oxidación de los compuestos

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La reducción: implica captar electrones mientras se reduce el estado de oxidación.(El elemento que recibe los electrones, se denomina agente oxidante)

La oxidación: El elemento pierde electrones e-

incrementa su estado de oxidación.(El elemento que cede electrones se llama agente reductor)

Siempre que un elemento se oxida, hay otro que se reduce.

Con el fin de simplificar el ajuste de estas reacciones, se introduce el concepto de “número de oxidación” que da una medida de la extensión en que tendría que oxidarse o reducirse un elemento.

El fin de todo balance es cumplir con la ley de conservación de la materia.

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-NÚMERO O ÍNDICE DE OXIDACIÓN.(estado de oxidación de un átomo)Representa al número de electrones ganado, perdido, o compartido desigualmente por dicho átomo.

Proporciona una medida de la extensión en que tendría que oxidarse o reducirse un elemento.

Los números de oxidación pueden ser: cero, positivos o negativos.

*Cuando tal índice es cero, el átomo tiene el mismo número de electrones asignados que en su estado neutro.

*Cuando el número de oxidación es positivo el átomo tiene menos electrones asignados que los que hay en el átomo neutro.

*Cuando el numero de oxidación es negativo, el átomo tiene más electrones asignados que los que tiene el citado átomo neutro.

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Reglas arbitrarias para asignar números de oxidación.

1. Todos los elementos en estado libre (Sin combinación) tienen un número de oxidación igual a cero (por ejemplo, Na, Cu, Mg, H₂, O₂, CI₂, N₂).

2. En el Hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es -1 (por ejemplo el NaH, CaH₂).

3. El N.O. del Oxigeno al combinarse es -2, excepto en los peróxidos, donde es de -1 y en el OF₂, donde es de +2.

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Números de oxidación de los átomos en algunos compuestos

Ion compuesto Número de oxidación

H₂O H, +1; O,-2

SO₂ S, +4; O,-2

CH₄ C,-4; H,+1

CO₂ C,+4; O,-2

KMnO₄ K,+1; Mn,+7; O,-2

Na₃PO₄ Na,+1; P,+5;O,-2

Al₂(SO₄)₃ Al,+3; S,+6;O,-2

NO N,+2; O,-2

BCI₃ B,+3; CI,-1

SO²⁻₄ S,+6; O,-2

NO⁻₃ N,+5; O,-2

CO²⁻₃ C,+4; O,-2

(a) BeCI₂Be=2;CI= -

(b) HCIO H=+1; CI +1; O=-2

(c) H₂O₂H= +1; CI=+1; O=-2

(d) NH˖₄N=-3;H=+1

(e) BrO₃Br=+5; O=-2

(f) CrO²⁻₄Cr=+6; O=-2

Ejemplos:

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Para aplicar este método, lo primero que se debe hacer en una reacción es determinar el numero de oxidación a cada uno de los elementos, para identificar que elemento se oxida y cual se reduce.

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Este método de balanceo de reacciones Redox, emplea las especies iónicas que se forman en una disolución acuosa

Para entenderlo se debe tener claras las disociaciones de ácidos, bases y sales (electrolitos).Los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo.Las bases se disocian en el catión positivo y el OH-

Las sales se disocian en catión y anión.

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Se balancea carga con e¯:P₄ + 16H₂0 --------» 4PO₄¯³ + 32H⁺ + 20e¯

ClO¯ + 2H⁺ + 2e¯ ---------» Cl¯ + H₂O

Se multiplica cada reacción:P₄ + 16H₂O ---------» 4PO₄¯³ + 32H⁺ + 2Oe¯

10ClO¯ + 20H⁺ + 20e¯ --------» 1OCl¯ + 10H₂O

� P₄ + 10Cl¯ + 6H₂0 -------» 4PO₄¯³ + 10Cl¯ + 12H⁺

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• EL valor de cada letra indica el coeficiente de

cada molécula:

• A =2 B=15 C= 12 D=14

• Se coloca el valor acorde a la literal de la

reacción química.

A B C D

2 C6H14O4 + 15 O2 12CO2 +14H20