2. LOS ATOMOS EXPERIMENTAN CAMBIOS
EN EL NÚMERO DE OXIDACIÓN.
NÚMERO DE OXIDACIÓN: número de
electrones que GANA o PIERDE un
elemento al formar un compuesto
En los elementos libres (en estado no
combinado) el n° de oxidación es CERO.
Ej: N2, Cl2, K, etc.
Para iones monoatómicos, el n° de
oxidación es igual a la carga del ión. Ej:
Li+ tiene n° de oxidación +1, el I- tiene n°
de oxidación -1
3. LOS ATOMOS EXPERIMENTAN CAMBIOS
EN EL NÚMERO DE OXIDACIÓN.
El n° de oxidac. del oxígeno en la mayoría
de los compuestos es -2, excepto los
peróxidos (-1), superóxidos (-1/2) y
fluoruro de oxígeno (+2).
El n° de oxidac. del hidrógeno es +1,
excepto en los hidruros metálicos donde
tiene -1.
El flúor tiene n° de oxidac. -1 en todos
sus compuestos. El resto de los halógenos
tiene n° de oxidac. -1 en los halogenuros.
Cuando se combinan con oxígeno puede
ser +1, +3, +5, +7.
4. LOS ATOMOS EXPERIMENTAN CAMBIOS
EN EL NÚMERO DE OXIDACIÓN.
El azufre y selenio tienen n° de oxidac. -2 en los
compuestos binarios con metales e hidrógeno, ej: NaS,
H2S, H2Se, etc. Cuando se combinan con el oxígeno por
ej, pueden tener +4 (SO2 , SeO2, etc) o +6 (SO3 , SeO3,
etc).
En un ión poliatómico, la suma algebraica de los n° de
oxidac. de todos sus elementos debe ser igual a la
carga del ión. Ej: en NH4+ el n° de oxidac. del N2 -3 y
del hidrógeno es +1. La suma es: -3 +4(+1)= +1
(carga neta del ión)
En una molécula neutra la suma algebraica de todos los
n° de oxidac. de todos los átomos deber ser cero. Ej: en
el H2SO4 el azufre tiene +6, el oxígeno tiene -2 y el
hidrógeno +1 [2(+1)+6+4(-2)=0]
Los metales de transición presentan varios n° de
oxidac. Todos positivos , ej: el manganeso tiene n° de
oxidación +2, +3, +4, +6 y +7
5. OXIDACIÓN
Incremento algebraico del n° de
oxidación de un elemento, y
corresponde a la pérdida de
electrones.
Los agentes reductores:
reductores
PIERDEN ELECTRONES
SE OXIDAN
REDUCEN A OTRA SUSTANCIA
6. REDUCCIÓN
Disminución algebraica del n° de
oxidación de un elemento y
corresponde a la ganancia de
electrones.
Los agentes oxidantes:
oxidantes
GANAN ELECTRONES
SE REDUCEN
OXIDAN A OTRA SUSTANCIA
7. BALANCEO DE LAS ECUACIONES
REDOX: MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN
1. Se escribe la ecuación global no igualada.
2. Se identifica el medio en el que ocurre la
reacción (ácido o básico).
3. Se identifica el elemento que aumenta su n° de
oxidac. (ag, reductor) y se escribe la
semiecuación de oxidación. Dicho elemento
debe escribirse como parte del ión o del
compuesto en que se encuentre.
4. Se identifica el elemento que disminuye su n°
de oxidac. (ag, oxidante) y se escribe la
semiecuación de reducción de la forma indicada
en el punto anterior.
8. BALANCEO DE LAS ECUACIONES
REDOX: MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN
1. Se iguala en cada semirreacción el n° de átomos
de cada elemento a ambos lados de la misma:
Reacciones en medio ácido: para igualar los
ácido
oxígenos se agregan tantas moléculas de agua
como átomos falten, del lado contrario H+
Reacciones en medio básico: se agrega del lado
básico
que sobran átomos de oxígeno tantas moléculas
de agua como oxígenos sobren, y del lado
contrario el doble de OH-
4. Se evalúa la pérdida de electrones en la
oxidación y la ganancia de electrones en la
reducción.
5. Se multiplica cada semiecuación por los
electrones de la otra.
9. BALANCEO DE LAS ECUACIONES
REDOX: MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN
Se suman las dos semirreacciones
y en la ecuación se cancelan los
términos que aparecen a ambos
lados de la reacción (H2O, H+,OH-)
Se pasan los coeficientes obtenidos
en la ecuación iónica total a la
ecuación general.
Se verifica que la ecuación general
realmente este igualada.
