1.- oxidaciÓn y reducciÓn · u.d. 10 (parte 1ª): “reacciones de oxidaciÓn–reducciÓn”...

U.D. 10 (Parte 1ª): “REACCIONES DE OXIDACIÓN–REDUCCIÓN” QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

1

QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO. ESTUDIOS A DISTANCIA PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 10: REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN 1ª PARTE: Nº DE OXIDACIÓN. AJUSTE Y ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES REDOX Las reacciones de oxidación-reducción están presentes en las transformaciones de la energía y en los

procesos de obtención y embellecimiento de materiales. Históricamente la comprensión de estos procesos está ligada íntimamente al desarrollo de la Química.

En el estudio de esta unidad didáctica haremos un exhaustivo estudio del concepto de número de oxidación y su cálculo en los elementos más importantes que forman parte de la mayoría de las sustancias químicas.

Abordaremos a continuación el estudio de las reacciones de oxidación-reducción. Para ajustar este tipo de reacciones utilizamos el método del ion-electrón. Los cálculos estequiométricos los realizamos mediante el empleo de moles, todo ello con la misma justificación que en el caso de las reacciones ácido-base.

1.- OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

ESTUDIA / APRENDE Cuándo se oxida y cuándo se reduce un átomo, molécula o ion. Cuándo es reductora una sustancia y cuándo es oxidante. En qué consiste una reacción redox. Ejemplos de oxidantes y de reductores fuertes.

En un principio se utilizó el término oxidación para describir los procesos en los que un elemento o compuesto ganaba oxígeno:

2 Ca + O2 → 2 CaO CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

El proceso contrario, esto es, la pérdida de oxígeno, se denominó reducción. Así en la siguiente reacción, el óxido férrico se reduce y el carbono se oxida:

2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2 Según estas definiciones, la reacción entre el azufre y el magnesio:

Mg + S → MgS no correspondería ni a una oxidación ni a una reducción. Sin embargo, esta reacción tiene algo en común con las reacciones de oxidación anteriores: en todas ellas se produce una transferencia de electrones:

El magnesio, al igual que el calcio, pierde dos electrones para transformarse en Mg2+

El azufre, al igual que el oxígeno, gana dos electrones y se convierte en S=. Para poder catalogar todas las reacciones anteriores dentro de un mismo término, los químicos han ampliado los conceptos de oxidación y reducción: OXIDACIÓN es todo proceso en el que una especie química pierde electrones. REDUCCIÓN es todo proceso en el que una especie química gana electrones. De acuerdo con estas definiciones, en la reacción anterior el magnesio se oxida y el azufre se reduce. Se trata, pues, de una reacción de oxidación-reducción, abreviadamente, de una reacción redox. Oxidación: Mg → Mg2+ + 2e– (pérdida de electrones) Reducción: S + 2e– → S2– (ganancia de electrones) La especie que cede electrones (es decir, que se oxida) se denomina agente reductor. En la reacción anterior el agente reductor es el magnesio: cede electrones reduciendo al azufre. La especie que gana electrones (es decir, que se reduce) se denomina agente oxidante. En la reacción anterior el agente oxidante es el azufre: acepta electrones oxidando al magnesio.


2

2.- NÚMERO DE OXIDACIÓN

ESTUDIA / APRENDE

El concepto de Nº de Oxidación. El cálculo del Nº de Oxidación de cada elemento que participa en una sustancia

(aplicación de las reglas de asignación del Nº de Oxidación).

Actualmente, el concepto de valencia química que hemos estudiado (valencia iónica y valencia covalente) ha sido sustituido por el de nº de oxidación. El NÚMERO DE OXIDACIÓN se define como la carga que un átomo tendría si los electrones de cada uno de los enlaces que forma perteneciesen exclusivamente al átomo más electronegativo. Vamos a ver el ejemplo del bromuro de hidrógeno. En la molécula de HBr los átomos de bromo e hidrógeno están unidos por un enlace covalente H–Br. Suponiendo que el par de electrones de dicho enlace pertenece únicamente al átomo de bromo, que es el más electronegativo de los dos, el átomo de hidrógeno tendría una carga +1 y el de bromo –1. Por tanto, en el HBr, el número de oxidación del H = +1 y el número de oxidación del Br = –1. Desde luego, los electrones de un enlace covalente pertenecen (aunque en distinta medida) a los dos átomos enlazados. Sin embargo, a la hora de asignar el número de oxidación a un átomo, se considera que los electrones de cada enlace pertenecen sólo al átomo más electronegativo (como si todos los enlaces fuesen iónicos). El número de oxidación asignado a un átomo en un compuesto no corresponde, pues, a la carga que realmente tiene ese átomo, excepto en compuestos iónicos puros, donde los átomos se encuentran realmente en forma de iones. Para que puedas calcular los números de oxidación de los átomos de una sustancia de forma sencilla recuerda siempre las siguientes reglas: REGLAS PARA CALCULAR LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN 1. El Nox de cualquier elemento libre (no combinado con otro) es cero.

EJEMPLOS: Na, Al, H2, O2. ⇒ Nox = 0 2. El Nox de cualquier ion atómico es igual a su carga.

EJEMPLOS: Ion Br– ⇒ Nox = –1. Ion K+ ⇒ Nox = +1 3. El Nox del oxígeno es siempre –2, (salvo en los peróxidos, donde es –1 y en el OF2, donde es +2).

EJEMPLOS: CaO ⇒ Nox(O) = –2. H2SO4 ⇒ Nox(O) = –2. H2O2 ⇒ Nox(O) = –1 4. El Nox de hidrógeno es +1, salvo en los hidruros metálicos donde es –1.

EJEMPLOS: H2O ⇒ Nox(H) = +1. HCl ⇒ Nox(H) = +1. NaH, ⇒ Nox(H) = –1 5. El flúor siempre tiene Nox –1. Los otros halógenos (Cl, Br y I) también poseen Nox –1 cuando se

presentan como haluros. Cuando se combinan con oxígeno poseen Nox positivos (su valencia covalente) en los que hay que tener en cuenta que el Nox del Oxígeno es –2. EJEMPLOS:

NaI ⇒ Nox(I) = –1 Cl2O ⇒ Nox (Cl) = +1 Cl2O5 ⇒ Nox (Cl) = +5

6. El Nox de los no metales cuando se combinan con el oxígeno es el valor de su valencia covalente

con signo positivo. EJEMPLOS:

Br2O3 ⇒ Nox (Br) = +3 Na2SO4 ⇒ Nox(S) = +6 HNO3 ⇒ Nox(N) = +5

7. La suma de los números de oxidación de todos los elementos de un compuesto debe ser cero y en un ion debe ser igual a la carga del mismo. EJEMPLOS: CF4 ⇒ Nox(C) + 4Nox(F) = 0 ⇒ Nox (C) = +4 y Nox (F) = –1 NO3

– ⇒ Nox(N) + 3 Nox(O) = –1 ⇒ Nox (N) = +5 y Nox (O) = –2

PROBLEMAS RESUELTOS: ∗ Halla los números de oxidación de los elementos químicos presentes en el ion dicromato.

El ion dicromato es Cr2O7

2–

El nº de oxidación del oxígeno es –2. Para calcular el nº de oxidación del cromo hay que tener presente que el ion tiene una carga igual a –2. Por tanto: –2 = 7 ⋅ (–2) + 2 ⋅ n(Cr) ⇒ n(Cr) = +6 (Observa que coincide con la valencia del cromo al formar el ácido dicrómico)


3

CONTESTA Y REPASA Halla el número de oxidación de todos los átomos de las siguientes especies químicas:

a) HNO3; b) ZnS; c) S; d) SO42–

3.- ECUACIONES QUÍMICAS DE LAS REACCIONES REDOX

ESTUDIA / APRENDE

La forma de escribir el proceso de oxidación (semirreacción de oxidación) y el proceso de reducción (semirreacción de reducción).

Cuándo es una sustancia más reductora y cuándo es más oxidante.

Como vimos en el apartado 1 de esta unidad didáctica, decimos que un átomo, molécula o ion se oxida cuando pierde electrones y se reduce cuando gana electrones. Estos procesos de oxidación y reducción no son aislados, se da uno en presencia del otro, de forma que el balance neto de carga es cero; es decir, el número de electrones desprendidos en la oxidación tiene que ser el mismo que el número de electrones ganados en la reducción: Para que una sustancia se oxide y pierda electrones debe estar en presencia de otra que acepte esos electrones y que a su vez se reduzca. Al producirse la reacción de oxidación-reducción, la sustancia que se oxida (el reductor) pierde electrones para pasar a números de oxidación más altos; mientras que la sustancia que se reduce (el oxidante) gana electrones para pasar a números de oxidación más bajos. Por tanto podremos decir:


4

Una especie química experimenta una oxidación cuando el número de oxidación de uno de sus elementos químicos aumenta. Una especie química experimenta una reducción cuando el número de oxidación de uno de sus elementos químicos disminuye. Un oxidante es una especie química que contiene un elemento cuyo número de oxidación disminuye. Un reductor es una especie química que contiene un elemento cuyo número de oxidación aumenta. Cuando se produce una reacción de oxidación-reducción podemos escribir el proceso en dos “semirreacciones” separadas aunque las dos semirreacciones tienen que estar realizándose a la vez. En la semirreacción de oxidación escribimos en los productos el número de electrones que se desprende y en la semirreacción de reducción escribimos en los reactivos el número de electrones que se ganan. Por ejemplo la reacción:

Ca + O2 → CaO es una reacción de oxidación-reducción. El calcio se oxida (su nº de oxidación pasa de 0 a +2) y el oxígeno se reduce (nº de oxidación de 0 a –2). Las dos semirreacciones serían: Semirreacción de oxidación: Ca → Ca2+ + 2e–

Semirreacción de reducción: O2 + 4e– → 2O2– Al conjunto de estas dos semirreacciones las llamamos par redox, y la reacción global sería, como hemos visto antes: Reacción global: Ca + O2 → CaO. Si te fijas en el ejemplo anterior podrás comprobar que el número de electrones perdidos en la oxidación y el ganado en la reducción no coinciden (tendría que ser el mismo número como hemos indicado); tampoco coinciden el número de átomos de oxígeno a un lado y a otro de la reacción: o sea, la reacción no está ajustada. El ajuste de una reacción de oxidación-reducción lo aprenderemos a realizar en el apartado siguiente. Además podemos añadir que una sustancia es un reductor tanto más enérgico cuanto más fácilmente ceda electrones y una sustancia es un oxidante tanto más enérgico cuanto con mayor facilidad capte electrones.

PROBLEMAS RESUELTOS:


5

CONTESTA Y REPASA El magnesio arde en atmósfera de cloro, formando cloruro de magnesio. Identifica la

reacción de oxidación, la de reducción, el agente oxidante, el agente reductor, el elemento químico que se oxida y el que se reduce.


6

4.- AJUSTE DE LAS REACCIONES REDOX: MÉTODO DEL ION–ELECTRÓN

ESTUDIA / APRENDE A ajustar reacciones redox por el método del ion–electrón tanto en medio

ácido como en medio básico. El ajuste de una reacción redox resulta sencillo si se sigue el procedimiento denominado MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN.

Para resolver los ejercicios propuestos de ajuste por este método, lo importante es seguir de forma ordenada todos y cada uno de los pasos que se indican en el apartado, tanto para el medio ácido como para el medio básico.

Es necesario que aprendas dichos pasos y los desarrolles metódicamente. Para ayudarte a aprender dichos pasos vamos a ver un par de ejemplos del ajuste en medio ácido,

al final de los cuales tienes el esquema que debes seguir siempre. A continuación haremos lo mismo con el medio básico. Tienes que fijarte que en medio ácido, para simplificar, no se utiliza el ion hidronio H3O+ sino el

protón H+ previamente a estar unido con moléculas de agua. PRIMER EJEMPLO DE AJUSTE PARA MEDIO ÁCIDO: Supongamos que queremos ajustar la siguiente reacción química que transcurre en medio ácido:

KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 1) Escribir la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento:

K+ + MnO4– + H+ + Cl– → K+ + Cl– + Mn2+ + 2Cl– + Cl2 + H2O

Los números de oxidación son: 2

210

2

-1-

22

-1-

1-112- 7-4

1

OH Cl 2Cl Mn Cl K Cl H MnO K−++

+++

++

+++ +++++→+++

Fíjate bien: Para escribir una ecuación en forma iónica debemos escribir los iones que forman la sustancia con su carga correspondiente si la sustancia es iónica o se trata de un ácido (electrolitos). Si la sustancia es covalente no ácido, se escribe la molécula tal cual. 2) Escribir los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química

en que se encuentra).

El manganeso en: Mn OMn 2

2-4

2 7 ++

−+

→

El cloro en: Cl Cl 0

2

-1- →

3) Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción.

)(reducción Mn MnO2

22- 7

-4

++

+

→

)(oxidación Cl Cl 0

2

-1- →

4) Realizar el balance de masas:

a) Ajustar primero los átomos que no sean ni H ni O. Se trata de que haya a ambos lados de la semirreacción el mismo número de átomos de todos los elementos que no sean ni H ni O. Para ello se añaden los coeficientes correspondientes: En la reacción de reducción hay el mismo número de átomos de manganeso a un lado y a otro por lo que queda igual.

+→ 2-4 Mn MnO

En la reacción de oxidación hay un átomo de cloro a la izquierda y dos a la derecha, por lo que habrá que escribir el coeficiente 2 en el término de la izquierda:

2- Cl 2Cl →

b) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo las moléculas de agua que sean necesarias.

Se trata de añadir tantas moléculas de agua como oxígenos haya al otro lado de la semirreacción; de esta manera el número de oxígenos queda igualado a ambos lados: En la reacción de reducción hay cuatro oxígenos en el término de la izquierda y ninguno a la derecha, por lo que en el término de la derecha añadimos cuatro moléculas de agua:


7

OH 22-

4 4 Mn MnO +→ + En la reacción de oxidación no hay átomos de oxígeno por lo que queda como estaba:

2- Cl 2Cl →

c) Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo los iones H+ necesarios. Se trata de añadir iones H+ en el lado en que haya déficit de hidrógenos hasta que haya los mismos a un lado y a otro: En la reacción de reducción hay ahora ocho hidrógenos a la derecha y ninguno a la izquierda, por lo que en el término de la izquierda añadimos ocho H+:

OH 22-

4 4 Mn8H MnO +→+ ++ En la reacción de oxidación no hay átomos de hidrógeno por lo que queda como estaba:

2- Cl 2Cl →

5) Realizar el balance de cargas añadiendo electrones e igualar los electrones cedidos a los

ganados. En primer lugar tenemos que mirar el número de cargas totales que hay a ambos lados de

cada semirreacción; añadimos tantas cargas negativas, en forma de electrones, como sean necesarias para que haya el mismo número de cargas a ambos lados:

– En la reacción de reducción hay un total de 7 cargas + (8 de los H+ menos 1 del MnO4

–) a la izquierda y 2 cargas + a la derecha, por lo que, para igualar las cargas habrá que añadir 5 electrones a la izquierda:

OHe 22-

4 4 Mn58H MnO +→++ +−+ – En la reacción de oxidación hay 2 cargas – a la izquierda y 0 cargas a la derecha, por lo

que, para igualar las cargas, habrá que añadir 2 electrones a la derecha: −+→ e2Cl 2Cl 2

-

A continuación multiplicamos cada semirreacción por el número necesario para que queden los mismos electrones en las dos semirreacciones: Para que haya los mismos electrones en las dos semirreacciones multiplicaremos la primera por 2 y la segunda por 5:

( )OHe 22-

4 4 Mn58H MnO2 +→++× +−+

( )−+→× e2Cl 2Cl5 2-

Por lo que quedarán: OHe 2

2-4 8 Mn2 1016H 2MnO +→++ +−+

−+→ e105Cl 10Cl 2-

6) Sumar las dos semirreacciones:

−+−−+ +++→+++ eClOHCle 1058 Mn2 101016H 2MnO 222-

4 eliminando los electrones, puesto que tenemos los mismos a un lado y a otro:

222-

4 58 Mn2 1016H 2MnO ClOHCl ++→++ +−+ Pasar a forma molecular:

2KMnO4 + 16HCl → KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O Realizar el balance de materia, ajustando las especies que no aparecían anteriormente:

Vemos que a la izquierda hay 2 potasios y a la derecha sólo 1: esto es debido a que el potasio ni se oxida ni se reduce y por tanto hay que ajustarlo a ojo poniendo el coeficiente 2 en el cloruro de potasio. El hecho de que se oxiden 10 Cl– y que hayan aparecido 16HCl es debido a que 6 Cl– provenientes del HCl no se oxidan y continúan en el término de la derecha como tales (dos en el KCl y cuatro en el MnCl2). La reacción queda por tanto:

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O SEGUNDO EJEMPLO DE AJUSTE PARA MEDIO ÁCIDO: Supongamos que queremos ajustar la siguiente reacción química que transcurre en medio ácido:

I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O 1) Escribir la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento:


8

Aquí, sólo el HNO3 y el HIO3 se encuentran ionizados puesto que son ácidos; el resto son sustancias covalentes no ácidos:

I2 + H+ + NO3– → H+ + IO3

– + NO2 + H2O Los números de oxidación son:

22

1

2

242- 5-3

12- 5-3

1

20

OH ON IO H NO H I−+−+++

+++

+ +++→++ 2) Escribir los elementos químicos que modifican su número de oxidación.

El nitrógeno en: 2

24-

3

25ON ON −+−+

→

El yodo en: OI I -3

25 0

2

−+

→ 3) Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción.

)(ON ON 2

24-

3

25reducción

−+−+

→

)(oxidación OI I -3

25 0

2

−+

→ 4) Realizar el balance de masas:

a) Ajustar primero los átomos que no sean ni H ni O. En la reacción de reducción hay el mismo número de átomos de nitrógeno a ambos lados por lo que queda no hay que añadir ningún coeficiente.

2-3 NO NO →

En la reacción de oxidación hay dos átomos de yodo a la izquierda y uno a la derecha, por lo que habrá que escribir el coeficiente 2 en el término de la derecha:

−→ 32 2I IO b) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo las moléculas de agua que sean

necesarias. En la reacción de reducción hay tres oxígenos en el término de la izquierda y dos a la derecha, por lo que en el término de la derecha añadimos una molécula de agua:

OH 22-3 NO NO +→

En la reacción de oxidación hay seis átomos de oxígeno a la derecha (3 de cada ion yodato) y ninguno a la izquierda por lo que en el término de la izquierda añadimos seis moléculas de agua:

−→+ 322 26I IOOH c) Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo los iones H+ necesarios.

En la reacción de reducción hay ahora dos hidrógenos a la derecha y ninguno a la izquierda, por lo que en el término de la izquierda añadimos dos H+:

OH 22-3 NO 2H NO +→+ +

En la reacción de oxidación hay ahora doce hidrógenos a la izquierda y ninguno a la derecha, por lo que en el término de la derecha añadimos doce H+:

+− +→+ HIOOH 1226I 322

5) Realizar el balance de cargas añadiendo electrones e igualar los electrones cedidos a los ganados. ∗ En la reacción de reducción hay un total de 1 carga + (2 de los H+ menos 1 del NO3

–) a la izquierda y ninguna carga a la derecha, por lo que, para igualar las cargas habrá que añadir 1 electrón a la izquierda:

OHe 22-3 NO 12H NO +→++ −+

∗ En la reacción de oxidación no hay cargas a la izquierda y 10 cargas + a la derecha (12 de los H+ menos 2 de los dos del IO3

–), por lo que, para igualar las cargas, habrá que añadir 10 electrones a la derecha:

−+− ++→+ eHIOOH 101226I 322 A continuación multiplicamos cada semirreacción por el número necesario para que queden los mismos electrones en las dos semirreacciones: Para que haya los mismos electrones en las dos semirreacciones basta con multiplicar la primera por 10:

( )OHe 22-3 NO 12H NO10 +→++× −+

−+− ++→+ eHIOOH 101226I 322


9


-3 1010NO 1020H 10NO +→++ −+

−+− ++→+ eHIOOH 101226I 322 6) Sumar las dos semirreacciones:

−+−−+ ++++→++++ eHIOOHOHIe 101221010NO 61020H 10NO 32222-3

eliminando los electrones, y simplificando los H+ y las moléculas de H2O que se encuentran a ambos lados:

OHIOI 2322-3 4210NO 8H 10NO ++→++ −+

Pasar a forma molecular: I2 + 10 HNO3 → 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O

El hecho de que en la reacción iónica aparezcan 8H+ en los reactivos y que en la molecular

aparezcan 10, es debido a que hay 2H+ en los productos que se restarían de los 10 de los reactivos para dar un balance de 8. ESQUEMA DE LOS PASOS A SEGUIR PARA EL AJUSTE EN MEDIO ÁCIDO: 1) Escribir la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento. 2) Escribir los elementos químicos que modifican su número de oxidación. 3) Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción. 4) Realizar el balance de masas:

a) Ajustar primero los átomos que no sean ni H ni O. b) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo las moléculas de agua que sean

necesarias. c) Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo los iones H+ necesarios.

5) Realizar el balance de cargas añadiendo electrones e igualar los electrones cedidos a los ganados.

6) Sumar las dos semirreacciones y pasar a forma molecular. Realizar el balance de materia, ajustando las especies que no aparecían anteriormente.

EJEMPLO DE AJUSTE PARA MEDIO BÁSICO: Supongamos que queremos ajustar la siguiente reacción química que transcurre en medio básico:

Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O 1) Escribir la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: Aquí todas las sustancias menos el agua son iónicas por lo que:

O H SO2K Cl K CrO K2 OH K ClO K )3(SO 2Cr 2-2

4--2

4--

3-2

43 ++++++→+++++ ++++++

22

1-2-2

4

6 11-

1 -2-2

4

611-

-21-

3

-25 1-2

4

26 33 OH OSK2 ClK OCr K2 HO K OlC K )OS3( Cr2

−++++

−++

+++

+++

+++

−+++ ++++++→+++++

2) Escribir los elementos químicos que modifican su número de oxidación.

El cromo en: OCr Cr2 -2

-24

6 33

+++ →

El cloro en: Cl OlC 1

--3

-25 −+

→ 3) Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción.

)(oxidación OCr Cr2 -2

-24

6 33

+++ →

)(reducción Cl OlC 1

--3

-25 −+

→ 4) Realizar el balance de masas:

a) Ajustar primero los átomos que no sean ni H ni O. En la reacción de oxidación hay dos átomos de cromo a la izquierda y uno a la derecha por lo que se pone el coeficiente 2 a la derecha

CrO2 2Cr -24

3 →+ En la de reducción el número de átomos de cloro es el mismo a ambos lados por lo que no hay que añadir ningún coeficiente.

Cl ClO --

3 →


10

b) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo las moléculas de agua que sean necesarias. En la reacción de oxidación hay ocho oxígenos en el término de la derecha y ninguno a la izquierda, por lo que en el término de la izquierda añadimos ocho moléculas de agua:

CrO2 O8H 2Cr -242

3 →++ En la reacción de reducción hay tres átomos de oxígeno a la izquierda y ninguno a la derecha por lo que en el término de la derecha añadimos tres moléculas de agua:

O3H Cl ClO 2--

3 +→ c) Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo los iones H+ necesarios.

En la reacción de oxidación hay ahora dieciséis hidrógenos a la izquierda y ninguno a la derecha, por lo que en el término de la derecha añadimos 16 H+:

H16 CrO2 O8H 2Cr -242

3 ++ +→+ En la reacción de reducción hay ahora seis hidrógenos a la derecha y ninguno a la izquierda, por lo que en el término de la izquierda añadimos seis H+:

O H3 Cl H6 ClO 2--

3 +→+ + d) Añadir a ambos lados de la ecuación el mismo número de iones OH– que iones H+

haya. (Los iones OH– junto con los H+ que se encuentren al mismo lado de una ecuación forman moléculas de agua). Aquí radica la diferencia en el ajuste de reacción en el caso de que el medio sea básico:

Añadimos 16 OH– a ambos lados de la reacción de oxidación: --2

4-

23 OH 16 H16 CrO2 OH 16 O8H 2Cr ++→++ ++

Los 16 H+ y los 16 OH– del término de la derecha forman 16 moléculas de H2O: O H16 CrO2 OH 16 O8H 2Cr 2

-24

-2

3 +→+++

Añadimos 6 OH– a ambos lados de la reacción de reducción: -

2---

3 OH 6 O H3 ClOH 6 H6 ClO ++→++ + Los 6 H+ y los 6 OH– del término de la izquierda forman 6 moléculas de H2O:

-2

-2

-3 OH 6 O H3 ClO H6 ClO ++→+

Se simplifican las moléculas de agua que estén a ambos lados:

O H8 CrO2 OH 16 2Cr 2-2

4-3 +→++

--2

-3 OH 6 ClO H3 ClO +→+

5) Realizar el balance de cargas añadiendo electrones e igualar los electrones cedidos a los

ganados. – En la reacción de oxidación hay 10 cargas negativas a la izquierda (6+ de los cromo(III) y 16–

de los hidróxidos) y 4 cargas negativas a la derecha, por lo que, para igualar las cargas, habrá que añadir 6 electrones a la derecha:

-2

-24

-3 6e O H8 CrO2 OH 16 2Cr ++→++ – En la reacción de reducción hay un total de 1 carga negativas a la izquierda y siete cargas

negativas a la derecha, por lo que, para igualar las cargas habrá que añadir 6 electrones a la izquierda:

---2

-3 OH 6 Cl6e O H3 ClO +→++

No es necesario multiplicar por ningún número pues ya hay los mismos electrones en las dos semirreacciones.

6) Sumar las dos semirreacciones y pasar a forma molecular. Realizar el balance de materia,

ajustando las especies que no aparecían anteriormente. ---

2-2

4-

2-3

-3 6eOH 6 Cl O H8 CrO2 6e O H3 ClO OH 16 2Cr ++++→+++++

Cl O H5 CrO2 ClO OH 10 2Cr -2

-24

-3

-3 ++→+++ Pasar a forma molecular:

Cr2(SO4)3 + KClO3 + 10 KOH → 2 K2CrO4 + KCl + K2SO4 + 5 H2O Como el SO4 no interviene en la oxidación reducción hay que ajustarlo ahora, puesto que hay 3 sulfatos en los reactivos y sólo 1 en los productos:

Cr2(SO4)3 + KClO3 + 10 KOH → 2 K2CrO4 + KCl + 3 K2SO4 + 5 H2O Con lo que quedan ajustados todos los elementos.


11

ESQUEMA DE LOS PASOS A SEGUIR PARA EL AJUSTE EN MEDIO BÁSICO:

1) Escribir la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento. 2) Escribir los elementos químicos que modifican su número de oxidación. 3) Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción. 4) Realizar el balance de masas:

a) Ajustar primero los átomos que no sean ni H ni O. b) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo las moléculas de agua que sean

necesarias. c) Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo los iones H+ necesarios. d) Añadir a ambos lados de la ecuación el mismo número de iones OH– que iones

H+ haya. (Los iones OH– junto con los H+ que se encuentren al mismo lado de una ecuación forman moléculas de agua).

5) Realizar el balance de cargas añadiendo electrones e igualar los electrones cedidos a los ganados.

6) Sumar las dos semirreacciones y pasar a forma molecular. Realizar el balance de materia, ajustando las especies que no aparecían anteriormente.

EJEMPLO:


12

En algunas ocasiones la reacción a ajustar se nos da ya en forma iónica, tal y como aparecen en algunos de los ejemplos que tienes a continuación. En estos casos no es necesario, si no se nos indica otra cosa, que las pases a forma molecular. PROBLEMAS RESUELTOS


13


14


15

CONTESTA Y REPASA

Ajusta por el método del ion-electrón la siguiente ecuación química: HNO3 (aq) + CdS (s) → S (s) + NO (g) + Cd(NO3)2 (aq) + H2O (l)

Los iones nitrito y permanganato reaccionan en medio ácido y dan iones nitrato y manganeso (II), respectivamente. a) Ajusta la reacción correspondiente por el método del ion electrón. b) Escribe la ecuación molecular correspondiente si el nitrito de sodio reacciona con el

permanganato de potasio cuando se emplea ácido sulfúrico. Utilizando el medio del ion-electrón, ajusta y completa (si fuera necesario) las

siguientes reacciones iónicas en medio ácido: a) Fe2+ + ClO3– → Fe3+ + Cl– b) Cr3+ + BiO3– → Cr2O7

2+ + Bi3+ Utilizando el medio del ion-electrón, ajusta y completa (si fuera necesario) la siguiente

reacción iónica en medio básico: PbO2 + Cl– → ClO– + Pb(OH)3–

5.- ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES REDOX. ESTUDIA / APRENDE

A realizar problemas de determinación de cantidades de sustancia que reaccionan y se producen en los procesos redox (bien mediante la relación de moles o bien mediante el empleo de pesos equivalentes).

El verdadero ejercicio químico en cualquier tipo de reacción comienza a desarrollarse una vez que se conocen las relaciones estequiométricas que existen entre reactivos y productos; es decir, una vez que se ha realizado el ajuste de la reacción. A lo largo del curso ya hemos realizado ejercicios de estequiometría, por lo que en este apartado no tendrás más que aplicar los cálculos que ya has hecho en dichos ejercicios a un tipo particular de reacción química: las reacciones redox. Es muy importante que en este apartado te fijes en la resolución de problemas que te indico en estos apuntes. Dos de las sustancias que más aparecen en estos problemas son el DICROMATO DE POTASIO (K2Cr2O7) y el PERMANGANATO DE POTASIO (KMnO4).


16

EJEMPLO:

EJERCICIOS RESUELTOS MUY IMPORTANTES:


17

PROBLEMAS RESUELTOS:


18

CONTESTA Y REPASA Al reaccionar el estaño con ácido nítrico, el estaño se oxida a dióxido de estaño y se

desprende óxido de nitrógeno (II): a) Escribe la ecuación a ustada de la reacción; b) Si el estaño forma parte de una aleación y de 1kg de la misma se obtienen 0,382kg de dióxido de estaño, halla el porcentaje de estaño en la aleación.

j

El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro potásico formándose bromo libre, sulfato de potasio, dióxido de azufre y agua. a) Formula y ajusta la ecuación química correspondiente; b) Si se tratan 100 gramos de bromuro de potasio con exceso de ácido sulfúrico, ¿cuántos mililitros de bromo se obtienen? Dato: Densidad del bromo = 2,8 g/ml.


19


20

)

RESPUESTAS A LOS APARTADOS CONTESTA Y REPASA

APARTADO 2 – NÚMERO DE OXIDACIÓN

Halla el número de oxidación de todos los átomos de las siguientes especies químicas: a) HNO3; b) ZnS; c) S; d) SO4

2–

a) HNO3

H: 1 átomo ⋅ (+1) = +1 O: 3 átomos ⋅ (–2) = –6 SUMA = –5 El número de oxidación del N será +5 para que la suma total de los números de oxidación sea 0.

b) ZnS

Zn: 1 átomo ⋅ (+2) = +2 S: 1 átomo ⋅(–2) = –2 SUMA = 0 El valor de la suma es correcto pues se trata de un compuesto iónico sin carga total.

c) S

Su número de oxidación es 0 pues se trata de un elemento químico.

d) SO42–

O: 4 átomos ⋅ (–2) = –8 SUMA = –8 Como la suma total de los números de oxidación tiene que ser –2 ⇒ Nº de oxidación del S es +6.

APARTADO 3 – ECUACIONES QUÍMICAS DE LAS REACCIONES REDOX

El magnesio arde en atmósfera de cloro, formando cloruro de magnesio. Identifica la reacción de oxidación, la de reducción, el agente oxidante, el agente reductor, el elemento químico que se oxida y el que se reduce. La reacción que describe el proceso es:

Cl2 + Mg → MgCl2El magnesio pasa de tener un nº de oxidación 0 a poseer un nº de oxidación +2, perdiendo electrones en el proceso. Estos electrones son ganados por los átomos de cloro que pasan de tener un nº de oxidación 0 a poseer un nº de oxidación –1.

Oxidación: Mg → Mg2+ + 2e–

Reducción: Cl2 + 2e– → 2Cl– El agente oxidante es el Cl2 que, al ganar electrones, sufre un proceso de reducción y disminuye su nº de oxidación. El agente reductor es el Mg que, al perder electrones, sufre un proceso de oxidación y aumenta su nº de oxidación.

APARTADO 4 – AJUSTE DE LAS REACCIONES REDOX: MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN

Ajusta por el método del ion-electrón la siguiente ecuación química:

HNO3 (aq) + CdS (s) → S (s) + NO (g) + Cd(NO3 2 (aq) + H2O (l)

Los iones nitrito y permanganato reaccionan en medio ácido y dan iones nitrato y manganeso (II), respectivamente. a) Ajusta la reacción correspondiente por el método del ion electrón. b) Escribe la ecuación molecular correspondiente si el nitrito de sodio reacciona con el

permanganato de potasio cuando se emplea ácido sulfúrico.

Utilizando el medio del ion-electrón, ajusta y completa (si fuera necesario) las siguientes reacciones iónicas en medio ácido: a) Fe2+ + ClO3– → Fe3+ + Cl– b) Cr3+ + BiO3– → Cr2O7

2+ + Bi3+


21

Utilizando el medio del ion-electrón, ajusta y completa (si fuera necesario) la siguiente reacción iónica en medio básico: PbO2 + Cl– → ClO– + Pb(OH)3–

APARTADO 5 – ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES REDOX

Al reaccionar el estaño con ácido nítrico, el estaño se oxida a dióxido de estaño y se desprende óxido de nitrógeno (II): a) Escribe la ecuación a ustada de la reacción; b) Si el estaño forma parte de una aleación y de 1kg de la misma se obtienen 0,382kg de dióxido de estaño, halla el porcentaje de estaño en la aleación.

j


22

El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro potásico formándose bromo libre, sulfato de potasio, dióxido de azufre y agua. a) Formula y ajusta la ecuación química correspondiente; b) Si se tratan 100 gramos de bromuro de potasio con exceso de ácido sulfúrico, ¿cuántos mililitros de bromo se obtienen? Dato: Densidad del bromo = 2,8 g/ml.


23


24

ACTIVIDADES DE AUTOEVALUACIÓN

1.- Ajusta por el medio del ion–electrón la siguiente reacción:

MnO2 + KClO3 + KOH ⎯→ K2MnO4 + KCl + H2O 2.- Dada la reacción:

KMnO4 + KI + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O a) Ajústala por el método del ion-electrón. b) Se dispone de una disolución 2M de permanganato de potasio. ¿Qué volumen habrá que

utilizar si se quieren obtener 2 moles de yodo? 3.- Escribe y ajusta la siguiente reacción, indicando cuál es el oxidante y cuál el reductor: El

permanganato de potasio, en medio ácido sulfúrico, oxida al ácido sulfhídrico a azufre y él se reduce a ion manganeso (II).

4.- El dicromato de potasio reacciona con el cloruro de estaño (II), en medio ácido clorhídrico,

para producir cloruro de estaño (IV), cloruro de cromo (III) y agua. Escribe y ajusta la correspondiente reacción molecular. Si 45cc de una disolución de cloruro de estaño 0,05M reaccionan completamente con 60cc de una disolución de dicromato de potasio, determina la molaridad de esta disolución.

5.- Al tratar el dióxido de manganeso con ácido clorhídrico se obtiene cloruro de manganeso,

agua y cloro. Determina la cantidad de dióxido de manganeso y de ácido clorhídrico 1M que se precisa para obtener 20 litros de cloro medidos a una temperatura de 15ºC y una presión de 720mm de Hg.

ACTIVIDADES PARA ENVIAR AL TUTOR 1.- Ajusta por el medio del ion–electrón la siguiente reacción:

FeS2 + Na2O2 ⎯→ Fe2O3 + Na2SO4 + Na2O 2.- Escribe y ajusta la siguiente reacción, indicando la especie que se oxida, la que se reduce,

cuál es el oxidante y cuál el reductor: El tetraóxido de dinitrógeno se disuelve en agua, formando ácido nitroso y ácido nítrico. ¿Cómo se llama este tipo de procesos?

RESPUESTAS DE LAS ACTIVIDADES DE AUTOEVALUACIÓN

2.- Dada la reacción: KMnO4 + KI + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

a) Ajústala por el método del ion-electrón. b) Se dispone de una disolución 2M de permanganato de potasio. ¿Qué volumen habrá que

utilizar si se quieren obtener 2 moles de yodo?

a) Escribimos la ecuación de forma iónica: K+ + MnO4

– + K+ + I– + 2H+ + SO4= → I2 + Mn2+ + SO4

=+ 2 K+ + SO4=+ H2O

Los números de oxidación son: 2

212

24

61224

622

202

24

61-1-

12- 7-4

1

OH K2 Mn I H 2I K MnO K−+−

−++

+−−

+++

−−

+++

++

+++ +++++→+++++ OSOSOS

Se reduce el manganeso. Semirreacción de reducción: Mn OMn 2

2-4

2 7 ++

−+

→


25

Se oxida el yodo. Semirreacción de oxidación: I I 0

2

-1- →

Balance de masas:

Átomos que no sean ni H ni O. +→ 2-

4 Mn MnO

I I 20

2

-1- →

Átomos de oxígeno: OH 2

2-4 4 Mn MnO +→ +

I I 20

2

-1- →

Átomos de hidrógeno: OH 2

2-4 4 Mn8H MnO +→+ ++

En la reacción de oxidación no hay átomos de hidrógeno por lo que queda como estaba:

I I 20

2

-1- →

Balance de cargas.

OHe 22-

4 4 Mn58H MnO +→++ +−+ −+→ e2I 2I 2

-

Igualación de electrones: ( )OHe 2

2-4 4 Mn58H MnO2 +→++× +−+

( )−+→× e2I 2I5 2-


2-4 8 Mn2 1016H 2MnO +→++ +−+

−+→ e105I 10I 2-

Suma de las dos semirreacciones:

−+−−+ +++→+++ eIOHeI 1058 Mn2 101016H 2MnO 222-

4 Eliminando los electrones, puesto que tenemos los mismos a un lado y a otro:

222-

4 58 Mn2 1016H 2MnO IOHI ++→++ +−+ Fforma molecular (añadiendo los K+ y SO4

= necesarios): 2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

b) 2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

↓ ↓ DATOS 2M 2moles ¿V?

42

24 8,0252

molesKMnOxmolesImolesI

xmolesKMnO

=⇒=

[ ] lKMnOn

lV KMnOKMnO 4,0

28,0)(

4

4

4===

SOLUCIÓN: 0,4 litros de KMnO4 2M.


26


27U.D. 10 (Parte 1ª): “REACCIONES DE OXIDACIÓN–REDUCCIÓN” QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

27


28

1.- oxidaciÓn y reducciÓn · u.d. 10 (parte 1ª): “reacciones de oxidaciÓn–reducciÓn”...

Documents