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ÓXIDO-REDUCCIÓN I
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CONTENIDOS
Estados de oxidación. Proceso de oxidación y de reducción. Agente oxidante y agente reductor. Balance de ecuaciones redox.
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OBJETIVOS
Caracterizar el proceso de óxido- reducción.
Identificar agente oxidante y agente reductor.
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Reacciones que se caracterizan por la transferencia de electrones desde un agente reductor hacia un agente oxidante.
Como consecuencia, los estados de oxidación de los elementos que intervienen en el proceso, cambian.
ÓXIDO REDUCCIÓN
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ESTADO DE OXIDACIÓN
Carga eléctrica, positiva o negativa, asignada a cada átomo de un compuesto o ión monoatómico o poliatómico, de acuerdo con ciertas reglas.
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CÁLCULO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN
EJEMPLOEncuentre el estado de oxidación de As en el compuesto
AsO4 -3
AsO4 -3
X + 4(-2) = -3 X – 8 = -3 X = +5
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OXIDACIÓN
Es el traspaso de electrones de un elemento, haciendo que éste aumente su estado de oxidación.
Fe++ → Fe+++ + ē
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Es la entidad que sufre el proceso de oxidación.
En el ejemplo anterior, el ión hierro (II) sufrió un proceso de oxidación puesto que aumentó su número de oxidación, originando el ión hierro (III). Luego, el Fe+2 es el agente reductor.
Resumiendo, el agente reductor es la entidad que provoca una reducción en otra entidad, al ceder electrones a ésta.
AGENTE REDUCTOR
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REDUCCIÓN
Es la ganancia de electrones por parte de un elemento, el cual disminuye su estado de oxidación.
Al+++ → Al0+ 3ē
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AGENTE OXIDANTE
Es la entidad que sufre el proceso de reducción. En el ejemplo anterior, el ión aluminio (III) sufrió un proceso de reducción puesto que ganó 3 electrones y originó al ión aluminio. Se observa que hay disminución en el estado de oxidación del aluminio. Luego, el Al +3 es el agente oxidante.
Resumiendo, el agente oxidante es la entidad que provoca una oxidación en otra entidad al captar electrones de ésta.
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REACCIONES REDOX
Agente reductor Agente oxidante↓ ↓
Cede ē Capta ē↓ ↓
Aumenta su estado de oxidación
Disminuye su estado de oxidación
↓Se oxida
↓Se reduce
Oxidación Reducción
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ÓXIDO REDUCCIÓN
oxidación
reducción
aumento del estado de oxidación
pérdida de electrones
ganancia de electrones
disminución del estado de oxidación
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REACCIONES REDOX
En todo proceso de óxido reducción, se verifica la semi reacción de oxidación y la semi reacción de reducción.
Ejemplo
Mg 0 Mg +2 + 2é Semi reacción de oxidación.
2 H + + 2é H2 Semi reacción de reducción.
Mg 0 + 2 H + Mg +2 + H2 Reacción total redox.
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Óxido reducción
SnCl2 + Cl2 → SnCl4
E. O. -1+2 0 -1+4
Oxidación
Reducción
Reductor
Oxidante
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BALANCE DE ECUACIONES REDOX
MÉTODO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN
EJEMPLO
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO
SEMIRREACCIONES
Cu 0 Cu +2 + 2é
N +5 + 3é N +2
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Las semirreacciones balanceadas serán:
3 Cu 0 3 Cu +2 + 6é 2 N +5 + 6é 2 N +2
Al sumar ambas semirreacciones:
3 Cu + 2 HNO3 3 Cu(NO3)2 + H2O + 2 NO
Por último:
3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO
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MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN
EJEMPLO
HNO3 + H2S NO + H2O + S
SEMIRREACCIONES
H2S S º + 2é
NO3 - + 3é NO
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Las semirreacciones balanceadas serán:
3 H2S 3 S º + 6é + 6 H +
2 NO3 - + 6é + 8 H + 2 NO + 4 H2O
Al sumar ambas semirreacciones
2 NO3 - + 2 H + + 3 H2S 2 NO + 4 H2O + 3S
Por último:
2 HNO3 - + 3 H2S 2 NO + 4 H2O + 3 S