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    Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en

    donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones:


    • La sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este proceso se
    llama Reducción.
    • La sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación. Este proceso se
    llama Oxidación.
    Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de electrones.

    Concepto de oxidación- reducción:


    Cuando se introduce una lámina de zinc (Zn) en una disolución concentrada de cobre II (Cu;
    valencia = 2), transcurridos unos segundos, se observa que la lámina se recubre de una capa de
    cobre metálico.
    La ecuación química que representa este proceso es:
    Zn + CuSO4 —> Cu + ZnSO4
    El sulfato de cobre (II), CuSO4, y el sulfato de zinc, ZnSO4, son compuestos que, fundidos o
    disueltos en agua, se disocian en iones, según la siguiente ecuación iónica:
    Zn0 + Cu + 2 + SO4 – 2 —> Cu0 + Zn+ 2 + SO 4 – 2
    En esta ecuación puede apreciarse que el ión sulfato (SO-2) aparece en ambos lados de la
    ecuación, por lo tanto, la ecuación puede escribirse de manera más sencilla:
    Cu + 2 + Zn0 —> Cu0 + Zn+ 2
    La ecuación química nos indica que durante el proceso el átomo de zinc, que era
    eléctricamente neutro, se ha transformado en el ión Zn+2. Para esto, tuvo que ceder 2
    electrones; en cambio, el ión Cu+2 aceptó los 2 electrones del zinc, que lo convirtieron en un
    átomo de cobre, eléctricamente neutro.
    Ejemplos de Ajuste de Reacciones Redox:
    Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag
    o Estados de oxidación:
    § Reducción: Ag pasa de estado de oxidación + 1 a 0
    § Oxidación: Zn pasa de estado de oxidación 0 a +2
    o Semireacciones:
    § Zn → Zn+2 + 2e-
    § 2 Ag+ + 2e- → 2Ag
    o Reacción global:
    § Zn + 2 Ag+ + 2e- → Zn+2 + 2Ag + 2e-
    o Reacción ajustada:
    § Zn + 2 AgNO3 → Zn(NO3)2 + 2Ag
    §
    · El aluminio reacciona con el oxígeno para formar óxido de aluminio,
    · 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3
    · En el transcurso de esta reacción, cada átomo de aluminio pierde tres electrones para formar un ión Al 3+
    · Al → Al3+ + 3 e-
    · Y cada molécula de O2 gana cuatro electrones para formar dos iones O2-
    · O2 + 4 e- → 2 O2-
    · Como los electrones ni se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, la oxidación y la reducción
    son inseparables.

    ·
    · El aluminio cede electrones y el oxígeno los gana. El aluminio actúa como agente reductor, se oxida (su
    número de oxidación pasa de 0 a +3) cediendo tres electrones, mientras que el oxígeno actúa
    como agente oxidante, se reduce (su número de oxidación pasa de 0 a -2) ganando dos electrones.
    o

    ACTIVIDAD De acuerdo a la lectura responda:


    1. Balancee las siguientes ecuaciones por oxido reducción:
    Números de Oxidación
    Elemento que se oxida
    Elemento que se reduce
    # de electrones perdidos y ganados
    Agente reductor
    Agente oxidante
    Balancear hemicuaciones
    Colocar los coeficientes en la ecuación general
    a. H2 + O2 ===== H2O
    b. HNO3 + H2S ===== NO + S + H2O
    c. HClO3 + H 2S ===== H2SO4 + HCl
    d. Ag + HNO3 ===== AgNO3 + NO2 + H2O
    e. FeCl3 + HI ===== HCl + FeCl2 + I2

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