Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Reacciones Redox


Las reacciones redox, también llamadas reacciones de reducción-oxidación, son una familia de reacciones que implican la transferencia de electrones entre químicos. Estas reacciones son centrales en muchos procesos biológicos e industriales, por lo que comprenderlas es una parte esencial de la química.

¿Qué son las reacciones redox?

Las reacciones redox involucran dos procesos principales: oxidación y reducción.

  • Oxidación es el proceso en el cual una sustancia pierde electrones.
  • Reducción es el proceso en el cual una sustancia gana electrones.

Un mnemónico para ayudar a recordarlo es OIL RIG que significa:

  • Oxidation Is Loose
  • Reduction Is Gain

Ejemplo básico de una reacción redox

Un ejemplo simple de una reacción redox es la reacción entre hidrógeno y oxígeno para formar agua:

2 H2 + O2 → 2 H2O

En esta reacción:

  • El hidrógeno (H2) se oxida al perder electrones. El estado de oxidación del hidrógeno aumenta de 0 a +1.
  • El oxígeno (O2) se reduce al ganar electrones. El estado de oxidación del oxígeno disminuye de 0 a -2.
H2 O2

El diagrama anterior muestra el hidrógeno y el oxígeno formando agua a través de una reacción redox. Los átomos de hidrógeno transfieren electrones a los átomos de oxígeno, formando moléculas de agua.

Número de oxidación

Para comprender completamente las reacciones redox, necesitamos hablar de los números de oxidación. Los números de oxidación son una forma de hacer seguimiento de los electrones durante una reacción química. Se pueden pensar como cargas imaginarias asignadas a los átomos en moléculas o iones.

Aquí algunas reglas básicas para determinar los números de oxidación:

  • El número de oxidación de un átomo en su forma elemental es siempre cero. Por ejemplo, el número de oxidación de O2, H2, N2, etc. es cero.
  • Para un ion simple (monoatómico), el número de oxidación es igual a la carga del ion. Por ejemplo, el número de oxidación de Na+ es +1, y el número de oxidación de Cl- es -1.
  • El número de oxidación del oxígeno es usualmente -2, excepto cuando está unido a peróxidos o flúor.
  • El número de oxidación del hidrógeno es generalmente +1 cuando se combina con no metales, y -1 cuando se combina con metales.
  • En un compuesto neutro, la suma de los números de oxidación debe ser cero.
  • La suma de los números de oxidación en un ion poliatómico debe ser igual a la carga del ion.

Apliquemos estas reglas para encontrar el número de oxidación del agua (H2O):

  • El número de oxidación del oxígeno es usualmente -2.
  • El número de oxidación de cada hidrógeno es +1.
  • La suma de los números de oxidación en H2O = 2(+1) + (-2) = 0, lo que satisface la regla de los compuestos neutros.

Identificando reacciones redox

Identificar reacciones redox implica verificar los cambios en los números de oxidación de las sustancias en la reacción. Si los números de oxidación cambian, la reacción es redox.

Consideremos la siguiente reacción:

4Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Para determinar si es una reacción redox, calculamos el número de oxidación:

  • En Zn: Número de oxidación de Zn = 0, ZnSO4: Zn = +2 (en forma compuesta).
  • En CuSO4: Cu = +2, Cu elemental: Cu = 0.

Información:

  • El Zn pasa de 0 a +2 (pierde electrones, es decir, se oxida).
  • El Cu cambia de +2 a 0 (gana electrones, es decir, se reduce).
Zinc CuSO4 ZnSO4 Cu

El diagrama muestra la transferencia de electrones del zinc al cobre, formando sulfato de zinc y cobre metálico. La oxidación del zinc forma iones de zinc y paralelamente el cobre gana electrones, convirtiéndose en cobre nativo.

Equilibrando reacciones redox

Equilibrar reacciones redox asegura que el número de electrones perdidos en la oxidación sea igual al número de electrones ganados en la reducción. Aquí está cómo equilibrar usando el método de media reacción:

Pasos para equilibrar reacciones redox

  1. Divide la ecuación redox desequilibrada en dos media reacciones: una para la oxidación y otra para la reducción.
  2. Equilibra cada media reacción para la masa, luego carga usando electrones.
  3. Multiplica las media reacciones por números enteros apropiados para que los electrones en ambas media reacciones sean iguales.
  4. Combina las media reacciones equilibradas, asegurándote de que los electrones se cancelen.
  5. Verifica el equilibrio atómico y de carga en la ecuación final.

Vamos a equilibrar la reacción redox de hierro con cloro:

2Fe + Cl2 → FeCl3

Proceso de equilibrado

Paso 1: Divide en media reacciones:

Oxidación: Fe → Fe3+ + 3e-
Reducción: Cl2 + 2e- → 2Cl-

Paso 2: Equilibra los átomos distintos de O y H, luego equilibra el oxígeno y el hidrógeno si es necesario (no es necesario aquí).

Paso 3: Equilibra las cargas agregando electrones:

  • La oxidación ya está equilibrada para la carga.
  • 3 electrones requeridos para la reducción: Cl2 + 6e- → 2Cl2

Paso 4: Multiplica la reducción por números enteros apropiados para igualar los electrones con la oxidación:

Oxidación: Fe → Fe3+ + 3e-
Reducción: Cl2 + 6e- → 2Cl- (se necesita el mismo aumento de electrones)

Paso 5: Agrega y remueve electrones:

2Fe + 3/2Cl2 → FeCl3

La reacción equilibrada asegura la igualdad en la transferencia de electrones y la lista de átomos.

Reacciones redox comunes en la vida cotidiana

Las reacciones redox están a nuestro alrededor y son parte de la vida diaria. Aquí algunos ejemplos:

Combustión

La combustión es una reacción redox en la que el combustible reacciona con oxígeno para liberar energía. Por ejemplo, la quema de gas metano:

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
CH4 2 O2 CO2 + 2 H2O

Baterías

Las baterías operan mediante reacciones redox, impulsadas por diferencias químicas para transferir electrones del ánodo al cátodo. En una simple batería de zinc-carbono:

Zn → Zn2+ + 2e-
2MnO2 + 2e- + 2NH4Cl → Mn2O3 + H2O + 2NH3

Corrosión

La oxidación del hierro es un proceso redox en el que el hierro se oxida por el oxígeno y el agua para formar óxido de hierro.

4 Fe + 3 O2 + 6 H2O → 4 Fe(OH)3

Conclusión

Las reacciones redox son fundamentales para comprender tanto los procesos químicos básicos como los complejos. Desde la quema de combustibles hasta procesos biológicos y almacenamiento de energía en baterías, las reacciones redox facilitan transformaciones esenciales que involucran la transferencia de electrones. Comprender los fundamentos de la oxidación y reducción, así como determinar eficientemente los números de oxidación, es crucial para explorar las amplias aplicaciones e implicaciones de la química redox.


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Reacciones Redox

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