Grado 10
  1. Materia y sus propiedades  1.1. Estados de la materia  1.2. Propiedades físicas y químicas de la materia  1.3. Clasificación de sustancias (elementos, compuestos, mezclas)  1.4. Cambios en la Materia (Cambios Físicos y Químicos)  1.5. Ley de conservación de la masa y ley de proporciones definidas
  2. Estructura Atómica  2.1. Desarrollo histórico del modelo atómico  2.2. Partículas subatómicas (protones, neutrones, electrones)  2.3. Número atómico, número de masa e isótopos  2.4. Configuración Electrónica y Niveles de Energía  2.5. Valencia, formación de iones y estado de oxidación
  3. Tabla periódica  3.1. Historia y desarrollo de la tabla periódica  3.2. Ley periódica moderna y tendencias periódicas  3.3. Grupos y períodos en la tabla periódica  3.4. Tendencias en la Tabla Periódica  3.5. Metales, no metales, metaloides y sus propiedades  3.6. Gases nobles y su inercia química
  4. Enlace químico  4.1. Formación de Enlaces Químicos (Regla del Octeto)  4.2. Enlace iónico y propiedades de los compuestos iónicos  4.3. Enlace covalente y propiedades de los compuestos covalentes  4.4. Enlace metálico y sus propiedades  4.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  4.6. Polaridad y momento dipolar de las moléculas  4.7. Fuerzas intermoleculares
  5. Reacciones y Ecuaciones Químicas  5.1. Tipos de Reacciones Químicas  5.2. Escribir y balancear ecuaciones químicas  5.3. Ley de conservación de la masa en reacciones químicas  5.4. Factores que afectan las reacciones químicas  5.5. Catalizadores y su papel en las reacciones químicas  5.6. Reacciones exotérmicas y endotérmicas
  6. Estequiometría y Cálculos Químicos  6.1. Concepto del mol y número de Avogadro  6.2. Masa molar y conversiones gramo-mol  6.3. Fórmula empírica y molecular  6.4. Cálculos estequiométricos y rendimiento químico  6.5. Reactivos Limitantes y en Exceso
  7. Ácidos, Bases y Sales  7.1. Propiedades y Definiciones de Ácidos y Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)  7.2. Escala de pH, pOH e Indicadores  7.3. Reacciones de neutralización y formación de sales  7.4. Fuerza de Ácidos y Bases (Ácidos y Bases Fuertes vs. Débiles)  7.5. Ácidos y Bases Comunes en la Vida Diaria  7.6. Sales, su solubilidad y aplicaciones
  8. Metales y No Metales  8.1. Propiedades físicas y químicas de los metales  8.2. Propiedades físicas y químicas de los no metales  8.3. Serie de Reactividad de Metales y Reacciones de Desplazamiento  8.4. Extracción de metales de los minerales  8.5. Corrosión, sus causas y prevención  8.6. Aleaciones, su composición y usos
  9. El carbono y sus compuestos  9.1. Alótropos del Carbono  9.2. Hidrocarburos y su clasificación (alcanos, alquenos, alquinos)  9.3. Grupos funcionales en compuestos orgánicos  9.4. Nomenclatura de compuestos orgánicos (sistema IUPAC)  9.5. Isomería en química orgánica (estructural y geométrica)  9.6. Reacciones orgánicas importantes (combustión, adición, sustitución, polimerización)  9.7. Aplicaciones de compuestos orgánicos en la industria y la vida diaria
  10. Química Ambiental  10.1. Contaminación del Aire (Fuentes, Efectos y Control)  10.2. Contaminación del agua (causas, efectos y remedios)  10.3. Efecto invernadero y calentamiento global  10.4. Agotamiento de la capa de ozono y sus efectos  10.5. La química verde y sus aplicaciones  10.6. práctica de química sostenible
  11. Termoquímica  11.1. Cambios de Calor y Energía en Reacciones Químicas  11.2. Reacciones Exotérmicas y Endotérmicas  11.3. Entalpía, cambio de entalpía y calor de reacción  11.4. Capacidad calorífica específica y calorimetría  11.5. Cambios de Energía en Reacciones de Combustión
  12. Electroquímica  12.1. Electrolitos y no electrolitos  12.2. Electrólisis y sus aplicaciones (galvanoplastia, extracción de metales)  12.3. Reacciones Redox (oxidación y reducción)  12.4. Celda galvánica y serie electroquímica  12.5. Corrosión y métodos de prevención electroquímica
  13. Cinética química y equilibrio  13.1. Tasa de reacciones químicas y su medición  13.2. Factores que afectan la velocidad de reacción (catalizador, temperatura, concentración)  13.3. Reversible and irreversible reactions  13.4. Equilibrio dinámico y constante de equilibrio  13.5. El principio de Le Chatelier y sus aplicaciones
  14. Gases y Leyes de los Gases  14.1. Propiedades de los gases y teoría cinético-molecular  14.2. Ley de Boyle (Relación Presión-Volumen)  14.3. La Ley de Charles  14.4. Ley de Gay-Lussac  14.5. Ley combinada de los gases y ley de los gases ideales  14.6. Gases reales vs gases ideales
  15. Química Nuclear  15.1. Introducción a la radiactividad y las reacciones nucleares  15.2. Tipos de desintegración radiactiva (alfa, beta, gamma)  15.3. Vida media y aplicaciones de los isótopos radiactivos  15.4. Reacciones de fisión y fusión nuclear  15.5. Generación de energía nuclear y su impacto ambiental

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Reacciones Redox (oxidación y reducción)


En química, entender las reacciones es importante para saber cómo interactúan las sustancias y cómo se transforman. Uno de los tipos más fundamentales de reacciones químicas es una reacción redox, que es la abreviatura de reacción de reducción-oxidación. Estos son procesos que involucran la transferencia de electrones entre dos sustancias. Hablemos de este tema en detalle, veamos qué son las reacciones redox, cuáles son sus componentes, cómo funcionan y su relevancia en aplicaciones del mundo real.

¿Qué es una reacción redox?

Las reacciones redox son reacciones químicas donde el estado de oxidación de moléculas, átomos o iones cambia al ganar o perder electrones. El término 'redox' proviene de dos conceptos: reducción y oxidación.

Conceptos clave

  • Oxidación: Esto implica la pérdida de electrones. Cuando una sustancia pierde electrones, se oxida.
  • Reducción: Implica la ganancia de electrones. Cuando una sustancia gana electrones, se reduce.

Ejemplo: Formación de agua a partir de la reacción entre hidrógeno y oxígeno.

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

En el ejemplo anterior, el hidrógeno se oxida (pierde electrones) y el oxígeno se reduce (gana electrones).

Ejemplo visual de una reacción redox: transferencia de electrones Hidrógeno ( H2 ) - oxidación Oxígeno ( O2 ) - Reducción Transferencia de electrones

Reglas para determinar oxidación y reducción

Para determinar qué se oxida y qué se reduce en una reacción, observamos los números de oxidación. Estos números ayudan a llevar un seguimiento de los electrones en los átomos. Aquí hay algunas reglas básicas:

  • El número de oxidación de un elemento en su estado natural (por ejemplo, O 2, H 2) es cero.
  • El número de oxidación de un ion monoatómico es el mismo que su carga (por ejemplo, Na + es +1).
  • El número de oxidación del oxígeno es usualmente -2, excepto en peróxidos como H 2 O 2.
  • El número de oxidación del hidrógeno es normalmente +1, excepto cuando está unido a metales en hidruros (por ejemplo, LiH).
  • La suma de los números de oxidación en un compuesto neutro es cero; en un ion poliatómico, es igual a la carga del ion.
Ejemplo de asignación de números de oxidación: 
MnO 4 - :
    - O = -2 (4 oxígenos = -8 total)
    - Carga total es -1.
    - Mn = +7 (oxidación total = -1)

Identificación de reacciones redox

No todas las reacciones son reacciones redox. Para determinar si una reacción es una reacción redox, verifica si hay un cambio en los números de oxidación. Considera la reacción entre zinc y sulfato de cobre (II):

4Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

En esta reacción, el zinc cambia de 0 en Zn a +2 en ZnSO4 (oxidación), y el cobre cambia de +2 en CuSO4 a 0 en Cu (reducción).

Ejemplo visual del proceso redox Zn(0) Zn 2+ (+2) Cubo 2+ (+2) Cubo (0)

Balanceo de reacciones redox

Balancear reacciones redox garantiza la conservación de la masa y la carga. Usemos el método de ion-electrón, que es especialmente útil en soluciones ácidas o alcalinas:

  1. Divide la reacción en semirreacciones de oxidación y reducción.
  2. Balancea cada semirreacción para masa y carga.
  3. Combina las semirreacciones, asegurándote de que los electrones se cancelen.

Ejemplo: Balanceando una reacción redox en una solución ácida

Considera balancear la siguiente reacción:

MnO 4 - + Fe 2+ → Mn 2+ + Fe 3+
  1. Escribe las semirreacciones: 
    Oxidación: Fe 2+ → Fe 3+ + e -
Reducción: MnO 4 - + 8H + + 5e - → Mn 2+ + 4H 2 O
  2. Balancea los electrones: 
    Multiplica la semirreacción de oxidación por 5:
5Fe 2+ → 5Fe 3+ + 5e-

Combina:
5Fe 2+ + MnO 4 - + 8H + → 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H 2 O

Aplicaciones de las reacciones redox

Las reacciones redox no son solo conceptos teóricos sino que también tienen aplicaciones reales en diversos campos:

Baterías

Las reacciones redox son el núcleo del funcionamiento de las baterías. En una batería, las reacciones redox ocurren en una celda electroquímica, donde la oxidación ocurre en el ánodo y la reducción ocurre en el cátodo, produciendo energía eléctrica.

Ejemplo: Batería de ácido-plomo

Pb + PbO 2 + 2H 2 SO 4 → 2PbSO 4 + 2H 2 O

Corrosión

El óxido es un ejemplo de una reacción redox indeseable. El hierro reacciona con el oxígeno y la humedad presente en la atmósfera, causando oxidación.

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Metabolismo y respiración

Los sistemas biológicos dependen de las reacciones redox para obtener energía. La respiración celular es una reacción redox en la que la glucosa se oxida, obteniendo energía.

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O + energía

Química ambiental

Las reacciones redox juegan un papel importante en la purificación de contaminantes y en el mantenimiento del equilibrio ambiental. Por ejemplo, el tratamiento del agua involucra procesos redox que eliminan contaminantes dañinos.

Conclusión

Entender las reacciones redox es esencial en química porque son fundamentales para los procesos en la naturaleza, la industria y la tecnología. Identificar cómo se transfieren los electrones nos permite comprender mejor la conversión de energía, la síntesis química y los sistemas biológicos. Desde la corrosión de metales hasta el funcionamiento de las baterías, las reacciones redox son indispensables para una variedad de aplicaciones que son vitales para la vida moderna.

Dominar las reglas y conceptos de oxidación y reducción, balancear reacciones redox y aplicar estos principios a situaciones del mundo real es vital para cualquier estudiante de química. A medida que progreses en tu educación en química, estos conceptos fundamentales volverán a aparecer y se expandirán, fortaleciendo su importancia en el estudio de la ciencia aún más.


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Reacciones Redox (oxidación y reducción)

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