Rojas Islas Isamar 254-b Reacciones Qímicas Óxido - Reducción
Reacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.
Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados.
Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:
	Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.
Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno.
Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica: Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE OXIDA -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE REDUCE. Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó. Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.
	Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias.
Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras sustancias.
Reglas para asignar el número de oxidación: El uso de los números de oxidación parte del principio de que en toda fórmula química la suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a cero. Basado en esto se han creado las siguientes reglas:
Los elementos no combinados, en forma de átomos o moléculas tienen un número de oxidación igual a cero. Por ejemplo:
El hidrógeno en los compuestos de los cuales forma parte, tiene como número de oxidación +1:	En los hidruros metálicos el número de oxidación es -1.
Cuando hay oxigeno presente en un compuesto o ion, el numero de oxidación es de -2:	En los peróxidos el numero de oxidación del oxigeno es -1: H2O2-1 El oxigeno tiene numero de oxidación +2 en el F2O porque el F es mas electronegativo que el oxigeno.
El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo:
Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando están combinados con el hidrogeno o con metales:	Los números de oxidación de los no metales pasan a ser positivos cuando se combinan con el oxigeno, excepto en los peróxidos.
Pasos para establecer el numero de oxidación: Paso 1: Anotar encima de la formula los números de oxidación de aquellos elementos con números de oxidación fijo. Al elemento cuyo índice de oxidación se va a determinar se le asigna el valor de X y sumando éstos términos se iguala a 0. Esto permite crear una ecuación con una incognita. Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números de oxidación conocidos: Paso 3: Sustituir en la fórmula química los átomos por los valores obtenidos e igualar la suma a 0, luego despejar X y calcular el valor para ésta. El valor obtenido para X será el número de oxidación del Nitrógeno en el ácido nítrico: La suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a 0.
El mismo procedimiento se aplicará en el caso de los iones, con la salvedad que la suma algebraica debe tener como resultado el número de carga del ión. Así para calcular el número de oxidación del Cl en el ión clorato (ClO-3), la ecuación será igual a menos 1 (-1).
Paso 1: Aquí es importante recordar que el número de oxidación del Oxígeno en un compuesto o ión es de -2, excepto en los peróxidos donde es -1. Paso 2: El número de oxidación del cloro en el ión clorato es +5
Oxidación y reducción en una ecuación: para determinar si un elemento se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante) en la ecuación pueden seguirse los siguientes pasos: Paso 1: Escribir los números de oxidación de cada elemento: Paso 2: Se observa que los elementos varían su número de oxidación: Paso 3: Determinación de los agentes reductores y oxidantes:
Balanceo de ecuaciones de óxido reducción (Redox): Las reacciones de óxido-reducción comprenden la transferencia de electrones. Pueden ocurrir con sustancias puras o con sustancias en solución. Para balancear una ecuación redox, generalmente se usan dos métodos; el método de ión electrón o de las semiecuaciones utilizado para las ecuaciones iónicas y el método del cambio en el número de oxidación que se puede usar tanto en ecuaciones iónicas como en ecuaciones totales (moleculares).
Método del ión electrón: Para balancear la siguiente ecuación: Paso 1: Escribir la ecuación parcial para el agente oxidante y otra para el reductor: Paso 2: Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de átomos de cada elemento. Para ello puede añadirse H2O y H+ a las soluciones ácidas o neutras, esto para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Si se trata de soluciones alcalinas puede utilizarse el OH-. Así: Esta ecuación parcial requiere que se coloque un 2 en el Cr de la derecha para igualar la cantidad de la izquierda, además requiere de 7H2O en la derecha para igualar los oxígenos de la izquierda (O-27). Es por ello que para igualar los hidrógenos del agua se coloca 14H+ en la izquierda. Paso 3: Efectuar el balanceo de las cargas:En esta ecuación la carga neta del lado izquierdo es 12+ y del lado derecho es 6+, por ello deben añadirse 6 electrones (e-) en el lado izquierdo: Para la ecuación parcial: Fe+2 Fe+3 Se suma 1 e- del lado derecho para igualar la carga 2+ en el lado izquierdo, quedando: Paso 4: Ahora se igualan los electrones ganados y perdidos, para ello se multiplica la ecuación: Fe+2 Fe+3 + 1e- por 6, así: Paso 5: Se suman las ecuaciones parciales y se realiza la simplificación de los electrones:
Para comprobar que la ecuación final está balanceada, se verifican tanto el número de átomos como el número de cargas:
Balance atómico Balance electrolítico Izquierda Derecha Izquierda = Derecha 2Cr 2Cr -2+14+12 = 6 + 0 + 18 +24 = 24 70 70 14H 7x2 =14H 6Fe 6Fe

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos

1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.

Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:

En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos

El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a ecepcion los hidruros de los hidruros donde trabaja con −1

El Oxigeno casi siempre trabaja con −2

Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0

2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación

0 0 +3 −2

Fe + O2 Fe 2 O 3

Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a −2 Y el Fierro de 0 a +3

3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción

0 0 +3 −2

Fe + O2 Fe 2 O 3

Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo

Otros ejemplos

K Cl O 3 KCl + O2

+1 +5 −2 +1 −1 0

K Cl O 3 KCl + O2

Cl reduce en 6 x 1 = 6

O Oxida en 2 x 1 = 2

2KClO3 2KCl + 6O2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2

0 +1 +5 −2 +4 −2 +2 −2 +2 +5 −2

Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2

Cu oxida en 2 x 1 = 2

N reduce en 1 x 1 = 1

Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2

Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2