reacciones de oxidaciÓn-reducciÓn

REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

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1

REACCIONES DE OXIDACIÓN- -REDUCCIÓN

ÍNDICE

MOTIVACIÓN ........................................................................................ 3

PROPÓSITOS ....................................................................................... 4

PREPARACIÓN PARA LA UNIDAD ........................................................... 5

1. PARES REDOX. NÚMERO DE OXIDACIÓN ............................................ 7

1.1. CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN ....................................... 8

2. AJUSTE DE REACCIONES REDOX ..................................................... 10

2.1. MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN ................................................... 10 2.2. MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN ....................................... 12 2.3. EJERCICIOS RESUELTOS .......................................................... 13

3. EL EQUIVALENTE EN OXIDACIÓN-REDUCCIÓN .................................. 19

CONCLUSIONES ................................................................................. 21

RECAPITULACIÓN .............................................................................. 22

AUTOCOMPROBACIÓN ....................................................................... 25

SOLUCIONARIO .................................................................................. 29

PROPUESTAS DE AMPLIACIÓN ............................................................ 30

BIBLIOGRAFÍA .................................................................................... 31

3


MOTIVACIÓN

Las reacciones químicas pueden clasificarse en tres grandes bloques. Uno de ellos correspondería a las reacciones en las que se produce un precipitado sóli-do, otro englobaría las reacciones en las que se transfieren protones (H+), las reacciones ácido-base, y finalmente, el último de los tipos de reacciones de gran importancia en química sería el formado por las reacciones de transferen-cia de electrones, denominadas reacciones de oxidación-reducción o redox. Resumiendo, los tres bloques serían:

Reacciones de precipitación.

Reacciones ácido-base.

Reacciones de oxidación-reducción o redox.

Las reacciones redox son el fundamento de las pilas electroquímicas, por lo que es preciso conocer las características más importantes de este tipo de reacciones.

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PROPÓSITOS

Como objetivos principales de esta unidad didáctica se plantean:

Conocer los conceptos de oxidación y de reducción.

Reconocer el número de oxidación en cada caso.

Ajustar ecuaciones redox por el método ión-electrón.

Ajustar ecuaciones redox por el método del número de oxidación.

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PREPARACIÓN PARA LA UNIDAD

En esta unidad estudiaremos la tercera reacción importante: las reacciones de oxidación-reducción. Todos estos fenómenos son fundamentales para numero-sos procesos de importancia en medicina y biología además de en química.

Aplicaremos el número de oxidación de los elementos para ayudarnos a realizar el ajuste de reacciones químicas complejas, que de otra manera debería reali-zarse por medio de complicados sistemas de ecuaciones con varias incógnitas.

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1. PARES REDOX. NÚMERO DE OXIDACIÓN

Las ecuaciones de oxidación-reducción, normalmente conocidas como redox, son aquellas en las que alguno de sus elementos cambia de índice de oxidación (conocido como valencia).

Cada átomo de un compuesto se caracteriza por un estado de oxidación a cau-sa de los electrones que gana o pierde, de manera parcial si el compuesto es covalente o total si es iónico, respecto del átomo aislado. El número que indica este estado es el número de oxidación. El número de oxidación de un átomo en un compuesto es la carga que tendría dicho átomo si los electrones de los enlaces covalentes se asignaran al átomo más electronegativo.

Para calcular el número de oxidación de los elementos que compo-nen un compuesto podemos aplicar las siguientes reglas generales:

La carga eléctrica de un elemento libre es cero.

El índice de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos que es –1.

El índice de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los pe-róxidos que es –1.

El número de oxidación de los metales alcalinos es siempre +1 y el de los metales alcalinotérreos es siempre +2.

En los haluros, el número de oxidación del halógeno es -1, y en los sulfuros el del azufre es -2.

La suma algebraica de los números de oxidación de los áto-mos de una molécula es cero, y si se trata de un ión, la su-ma es igual a la carga del ión.

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En una sustancia monoatómica, el número de oxidación y la carga real del átomo coinciden. Sin embargo, en una sustancia poliatómica el número de oxidación de cada átomo no representa una carga eléctrica real y está menos definido.

Cálculo del número de oxidación del nitrógeno en el nitrato de calcio, Ca(NO3)2:

En un primer paso, asignamos un número de oxidación a los ele-mentos Ca y O, ya que sabemos que el del Ca es +2 y el del oxí-geno es -2 (no es un peróxido, que sería -1):

23

2n2

)ON( Ca−+

Para realizar la suma algebraica de las cargas de los elementos del nitrato de calcio se debe tener en cuenta los subíndices de cada elemento, es decir:

(+2) + 2·(n + 3·(-2)) = 0

de donde despejamos n:

52

102

)2(322==

−⋅⋅−−=n

Por lo tanto, el índice de oxidación del nitrógeno es n = +5.

1.1. CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

El concepto clásico de oxidación era la ganancia de oxígeno, mientras que el de reducción era la pérdida de oxígeno.

En la actualidad se define como oxidación la pérdida de electrones (aumento en el número de oxidación), mientras que se define como reducción la ganancia de electrones (disminución en el número de oxidación).

Por ello no puede haber un proceso de oxidación o de reducción aislado o inde-pendiente, ya que si alguna especie química pierde electrones, otra debe ganarlos.

Un agente oxidante es un cuerpo capaz de producir oxidaciones a otros quitán-doles electrones, con los cuales se queda el agente oxidante y, por tanto, este se reduce.

Un agente reductor es un cuerpo capaz de producir reducciones a otros ce-diéndoles electrones, sin los cuales se queda el agente reductor, y, por tanto, este se oxida.

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Por tanto:

Agente oxidante ⇒ se reduce.

Agente reductor ⇒ se oxida.

Las reglas para conocer el agente oxidante y el reductor son:

1. Cuando un elemento se presenta con su máxima valencia nunca es reduc-tor (no puede perder más electrones), pero puede actuar como oxidante.

2. Cuando un elemento se presenta con su mínima valencia (valencia cero o la más negativa) nunca es oxidante, pero puede actuar como reductor.

3. Los elementos de valencia intermedia pueden ser oxidantes o reductores.

4. Los metales elementales son todos reductores, ya que un elemento metálico no puede ganar electrones.

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2. AJUSTE DE REACCIONES REDOX

El ajuste de las reacciones redox resulta muy difícil si se realiza por tanteo. Por ello, se han desarrollados métodos que facilitan esta tarea. En este apartado veremos:

El ajuste de reacciones redox por el método del ión-electrón.

El ajuste de reacciones redox por el método del número de oxidación.

2.1. MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

El método del ión-electrón consiste en separar la reacción total en dos semi-rreacciones. Estas semirreacciones están formadas por las sustancias iónicas que realizan el intercambio de electrones.

Posteriormente, hay que ajustar ambas reacciones respecto a los átomos y a la carga eléctrica. Para cuadrar los átomos se añaden a un lado los necesarios iones H+ si es en medio ácido, u OH- si es en medio básico, y en el otro miem-bro las correspondientes moléculas de agua.

Para ajustar la carga se añade el número de electrones necesarios, que serán los ganados (en el primer miembro) o los perdidos (segundo miembro) por los átomos que sufren el proceso redox.

Una vez ajustadas ambas reacciones se suman (previamente podemos multipli-car alguna de ellas por un número porque se trata de igualar el número de elec-trones ganados y perdidos), para conseguir la llamada ecuación iónica redox.

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Ajustar la reacción:

NaCl + NaMnO4 ↔ MnO2 + Cl2

Solución:

Primero tenemos que saber cuáles son las sustancias que se oxi-dan y se reducen. Observamos que el cloro en el cloruro sódico tiene número de oxidación –1 y en el segundo miembro, en la mo-lécula de cloro, el número de oxidación es cero, luego el cloro se oxida, es decir, es la sustancia reductora. Es el manganeso el que pasa de tener número de oxidación +7 en el primer miembro a +4 en el segundo, luego se reduce, es decir, es el oxidante.

Así pues, las reacciones de oxidación y reducción serán:

Cl- → Cl2

MnO4- → MnO2

Tenemos que ajustarlas en cuanto a átomos y en cuanto a cargas, añadiendo iones H+ o OH- cuando sea necesario:

2Cl- - 2e-→ Cl2

MnO4- + 2 H2O + 3e- → MnO2 + 4OH-

El átomo de Mn del ión MnO4- tiene como número de oxidación

+7, ya que el oxígeno tiene -2 como número de oxidación y hay 4 átomos de oxígeno (4 · (-2) = -8), y la carga total del ión es -1.

Entonces: 4 · (-2) + (+7) = -8 + (+7) = -1

Como la cantidad de electrones transferida es diferente (para la reacción del cloro son 2 electrones y para la del manganeso son 3), se multiplica cada reacción por los números correspondientes para que al sumarlas los electrones transferidos desaparezcan de la su-ma, es decir, multiplicamos la primera por 3 y la segunda por 2:

6 Cl- - 6e-→ 3 Cl2

2 MnO4- + 4 H2O + 6e- → 2 MnO2 + 8 OH-

_____________________________________________

6 Cl- + 2 MnO4- + 4 H2O → 3 Cl2 + 2 MnO2 + 8 OH-

Esta es la ecuación iónica redox. Ahora se trata de llevar esto a la ecuación inicial que nos daban, arreglando los coeficientes que sean necesarios:

6 NaCl + 2 NaMnO4 + 4 H2O ↔ 2 MnO2 + 3 Cl2 + 8 NaOH

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2.2. MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN

El método del número de oxidación se basa en que el aumento total de los números de oxidación de los átomos oxidados es igual a la disminución total de los números de oxidación de los átomos reducidos. Por ejemplo:

Cada elemento puede presentar números de oxidación diferentes. De manera general se pueden dar las siguientes reglas:

El hidrógeno presenta un número de oxidación +1 con ele-mentos no metálicos y -1 en los hidruros metálicos.

Los otros elementos del grupo I (alcalinos) tienen número de oxidación +1.

Los elementos del grupo II (alcalinotérreos) tienen siempre un número de oxidación de +2.

Los elementos del grupo III tienen un índice de oxidación de +3. El indio y el talio tienen también +1.

Los elementos del grupo IV tienen un índice +4 con elemen-tos más electronegativos y -4 con elementos menos electro-negativos. El estaño y el plomo pueden tener también un ín-dice de +2.

Los elementos del grupo V tienen índices de oxidación de -3, +3 y +5. El nitrógeno tiene todos los intermedios: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Los elementos del grupo VI tienen números de oxidación de -2, +4 y +6. El oxígeno tiene solo -2, excepto en los peróxi-dos que tiene -1.

Los elementos del grupo VII (halógenos) tienen un número de oxidación de -1 en los halogenuros. Todos menos el flúor pueden presentar índices de oxidación de +1, +3, +5 y +7 con el oxígeno o con otro halógeno más electronegativo.

En la siguiente reacción:

+1 -1 +4 -2 +2 -1 0 +1 -2

HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + H2O

vemos que el proceso redox solo lo sufren los átomos de cloro y de mangane-so, y la variación de los números de oxidación es:

1 01Cl Cl

−+→ aumenta en 1.

4 22Mn Mn

+ +−→ disminuye en 2.

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Como ambas variaciones tienen que ser iguales se multiplica la primera por dos y podremos escribir ya:

2 HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + H2O

pero la ecuación no está ajustada porque parte del HCl no se oxida sino que forma MnCl2. Hay que continuar el ajuste fuera de este método por tanteo y cal-cular la cantidad de HCl y la de H2O que se produce.

Los elementos químicos en su estado fundamental tienen un núme-ro de oxidación 0, sin importar si se encuentran en estado atómico (Al, Hg, Fe, etc.) o molecular (O2, N2, S8, etc.).

En el lado derecho de la ecuación tenemos cuatro átomos de Cl, así que multi-plicaremos el HCl de la izquierda por dos para igualar el número de átomos a ambos lados.

4 HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + H2O

Ahora vemos que los H a ambos lados no están igualados, en el lado izquierdo tenemos cuatro y en el derecho tenemos dos, así que multiplicamos por dos el H2O, y con esto igualamos a la vez los átomos de oxígeno:

4 HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

2.3. EJERCICIOS RESUELTOS

Veamos ahora unos ejemplos en los que se aplican los dos métodos vistos an-teriormente para ajustar las reacciones redox:

EJERCICIO 1. Ajustar por el método del ión-electrón las siguientes reacciones redox.

a) Na2SO4 + C → CO2 + Na2S

La semiecuación de oxidación: C + 2 H2O → CO2 + 4 H+ + 4 e-

La semiecuación de reducción: SO42- + 8 H+ + 8 e- → S2- + 4 H2O

La ecuación iónica global: SO42- + 2 C → 2 CO2 + S2-

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Así la ecuación molecular resulta:

Na2SO4 + 2 C → 2 CO2 + Na2S

Las siguientes semirreacciones tienen lugar en disolución básica:

ClO- + H2O + 2e- Cl- + 2OH-

MnO4- + 2 H2O + 3e- MnO2 + 4 OH-

CrO4= + 4 H2O + 3e- Cr(OH)3 + 5 OH-

Fe(OH)2 + 2e- Fe + 2 OH-

SO4= + H2O + 2e- SO3

= + 2 OH-

Zn(OH)2 + 2e- Zn + 2 OH-

b) H2SO4 + HI → I2 + SO2 + H2O

Semiecuación de oxidación: 2 I- → I2 + 2 e-

Semiecuación de reducción: SO42- + 4 H+ + 2 e- → SO2 + 2 H2O

Ecuación iónica global: SO42- + 2 I- + 4 H+ → I2 + SO2 + H2O

La ecuación molecular ajustada queda:

H2SO4 + 2 HI → I2 + SO2 + 2 H2O

c) HNO3 + Cu →Cu(NO3)2 + N2O + H2O

Semiecuación de oxidación: Cu →Cu2+ + 2 e-

Semiecuación de reducción: 2 NO3- + 10 H+ + 8 e- →N2O + 5 H2O

Ecuación iónica global: 2 NO3- + 4 Cu + 10 H+ → 4 Cu2+ + N2O + 5 H2O


10 HNO3 + 4 Cu → 4 Cu(NO3)2 + N2O + 5 H2O

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Las siguientes semirreacciones tienen lugar en disolución ácida:

H2O2 + 2 H+ + 2e- 2 H2O 2 ClO- + 4 H+ +2e- Cl2 + 2 H2O MnO4

- + 8 H+ + 5e- Mn2+ + 4 H2O ClO- + 2 H+ + 2e- Cl- + H2O ClO3

- + 6 H+ + 6e- Cl- + 3 H2O Cr2O7

= + 14 H+ + 6e- 2 Cr3+ + 7 H2O 2 IO3

- + 12 H+ + 10e- I2 + 6 H2O NO3

- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O NO3

- + 2 H+ + e- NO2 + H2O Fe3+ + e- Fe2+ SO4

= + 4 H+ + 2e- SO2 + 2 H2O

d) HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

Semiecuación de oxidación: Cu → Cu2+ + 2 e-

Semiecuación de reducción: NO3- + 2 H+ + 1 e- → NO2 + H2O

Ecuación iónica global: 2 NO3- + Cu + 4 H+ → Cu2+ + 2 NO2 + 2 H2O


4 HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

e) HNO3 + Zn → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

Semiecuación de oxidación: Zn → Zn2+ + 2 e-

Semiecuación de reducción: NO3- + 10 H+ + 8 e- → NH4

+ + 3 H2O

Ecuación iónica global: NO3- + 4 Zn + 10 H+ → 4 Zn2+ + NH4

+ + 3 H2O


10 HNO3 + 4 Zn → 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O

EJERCICIO 2. Ajustar las siguientes reacciones redox por el método del cambio en el número de oxidación.

a) +1 -2 +1 +4 -2 0 +1 -2

H2S + H2SO3 → S + H2O

Oxidación: S-2 - 2 e- → S0

Reducción: S+4 + 4 e- → S0

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2 S-2 - 4 e-→ 2 S0

S+4 + 4 e- → S0

2 S -2 + S +4→ 3 S 0

Por lo tanto:

2 H2S + H2SO3 → 3 S + H2O (sin ajustar)

Ajustando tenemos que:

2 H2S + H2SO3 → 3 S + 3 H2O

Cuando un elemento puede tener más de dos estados de oxida-ción y se encuentra en un estado intermedio puede tener lugar un proceso en el cual el mismo elemento se oxide y se reduzca. Este proceso se denomina desproporcionación o dismutación.

Por ejemplo, en una disolución de Cu+ se puede producir la oxida-ción y reducción del propio Cu+, dando lugar a la siguiente reacción:

2 Cu+ Cuo + Cu2+

El proceso inverso se denomina comproporcionación. Por ejemplo, este proceso es la base para la formación de azufre en el famoso proceso de Claus:

2 H2S + SO2 2 H2O + 3 So

b) +1 -1 +1 -1 0 +1 -2

H2O2 + HBr → Br2 + H2O

Oxidación: 2 Br-1 - 2 e- → 02Br

Reducción: O-1 + 1 e- → O-2

2 Br-1 - 2 e- → 02Br

2 O-1 + 2 e- → 2 O-2

2 Br-1 + 2 O-1 → 02Br + 2 O-2

Así tenemos la reacción ya ajustada:

H2O2 + 2 HBr → Br2 + 2 H2O

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c) -3 +1 +2 -2 0 0 +1 -2

NH3 + CuO → N2 + Cu + H2O

Oxidación: 2N-3 - 6 e- → 02N

Reducción: Cu+2 + 2 e- → Cu0

2 N-3 - 6 e- → 0

2 N 3 Cu+2 + 6 e- → 3 Cu0

2 N-3 + 3 Cu+2 → 02N + 3 Cu0

2 NH3 + 3 CuO → N2 + 3 Cu + H2O (sin ajustar)


2 NH3 + 3 CuO → N2 + 3 Cu + 3 H2O

d) +1 +5 -2 +1 -2 +2 -2 +1 +6 -2 +1 -2

HNO3 + H2S → NO + H2SO4 + H2O

Oxidación: S-2 - 8 e- → S+6

Reducción: N+5 + 3 e- → N+2

3 S-2 - 24 e- → 3 S+6 8 N+5 + 24 e- → 8 N+2

3 S-2 + 8 N+5 → 3 S+6 + 8 N+2

8 HNO3 + 3 H2S → 8 NO + 3 H2SO4 + H2O (sin ajustar)


8 HNO3 + 3 H2S → 8 NO + 3 H2SO4 + 4 H2O

18


e) +2 -1 +1 +5 -2 +1 -2 +1 +3 -2 +1 -1 +1 -2

CoCl2 + KClO3 + KOH → Co2O3 + KCl + H2O

Oxidación: Co+2 - 1 e- → Co+3

Reducción: Cl+5 + 6 e- → Cl-1

6 Co+2 - 6 e- → 6 Co+3

Cl+5 + 6 e- → Cl-1

6 Co+2 + Cl+5 → 6 Co+3 + Cl-1

6 CoCl2 + KClO3 + KOH → 3 Co2O3 + KCl + H2O (sin ajustar)


6 CoCl2 + KClO3 + 12 KOH → 3 Co2O3 + 13 KCl + 6 H2O

Primero hemos ajustado los átomos de cloro. Vemos que en el lado izquierdo tenemos 13 átomos de cloro, así que multiplicamos por 13 el KCl del lado dere-cho. Ahora tenemos 13 átomos de K en el lado derecho y tenemos que igualarlos en el lado izquierdo. Lo haremos multiplicando el KOH por 12; así tendremos los 13 totales. Finalmente, mediante el ajuste del H2O del lado derecho igualaremos los átomos de H y de O a ambos lados. Como en el lado izquierdo los únicos átomos de H los posee el KOH, en el lado derecho tendremos que tener el mismo número de átomos, es decir, 12. Entonces multiplicaremos por 6 el agua.

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3. EL EQUIVALENTE EN OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

En general, el equivalente-gramo de una sustancia son los gramos de la misma que se combinan, desplazan o cede un átomo-gramo de hidrógeno.

Un equivalente de una sustancia se define como la masa o peso molecular de esa sustancia dividido por su valencia:

valenciamolecularPesoEq =

En el caso de las reacciones redox el equivalente vendrá definido por la masa o peso molecular de la sustancia dividido por el número de electrones que se in-tercambian en la reacción (número de moles de electrones):

electronesdenmolecualrPesoEq

º=

Hay que decir que el número de moles de electrones no es siem-pre el mismo para un mismo compuesto. Este valor depende de cual sea la reacción redox correspondiente. Por ejemplo, si parti-mos de MnO4

- podemos tener las siguientes semirreacciones:

(1) MnO4- + 2 H2O + 3e- MnO2 + 4 OH-

(2) MnO4- + 8 H+ + 5e- Mn2+ + 4 H2O

Hay que observar los electrones transferidos en el elemento Mn. Para ello, analizaremos su número de oxidación en cada compuesto:

MnO4-: n.o. = +7

MnO2: n.o. = +4

Mn2+: n.o. = +2

20


El mol de MnO4- pesa 119 g. El peso equivalente dependerá de

qué reacción estemos considerando. En la reacción (1) será:

Peso equivalente = 47

119−

=39,7 g (3 e- intercambiados)

En la reacción (2):

Peso equivalente = 27

119−

= 23,8 g (5 e- intercambiados)

Como cuando un átomo-gramo de hidrógeno interviene en una reacción redox lo hace ganando un electrón, el ión hidrógeno, poniendo en juego un mol de electro-nes podemos definir el equivalente-gramo de un oxidante o de un reductor como la cantidad del mismo que reacciona o produce un mol de electrones. Por ejemplo, el permanganato potásico cuando actúa como oxidante, en medio ácido, capta cinco electrones. Como aquí la quinta parte de un mol de permanganato potásico es la cantidad que se combina con un mol de electrones, su eq = mol/5.

En cualquier caso podemos escribir: eq = mol/n, siendo n el número de moles de electrones (por mol de oxidante o reductor) que aparece en la semirreacción correspondiente.

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CONCLUSIONES

Las reacciones de oxidación y reducción se caracterizan porque se produce una transferencia de electrones entre elementos que pierden electrones y compues-tos que los ganan. Por ello, para que estas reacciones tengan lugar, deben exis-tir tanto compuestos oxidantes (que ganan electrones) como compuestos re-ductores (que los pierden). Este tipo de reacciones son de gran importancia en química y biología. En química son de gran utilidad en la producción de energía eléctrica a partir de reacciones químicas y en la química analítica para la deter-minación de diferentes compuestos o elementos. En biología, este tipo de reac-ciones gobiernan gran parte de la química celular.

Además, este tipo de reacciones es de gran utilidad en el ajuste de complejas reacciones químicas.

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RECAPITULACIÓN

El número de oxidación de un átomo en un compuesto es la carga que tendría dicho átomo si los electrones de los enlaces covalentes se asignaran al átomo más electronegativo.

La carga eléctrica de un elemento libre es cero.

El índice de oxidación del hidrógeno es +1, menos en los hidruros me-tálicos que es –1.

El índice de oxidación del oxígeno es -2, menos en los peróxidos que es –1.

El número de oxidación de los metales alcalinos es siempre +1 y el de los metales alcalinotérreos es siempre + 2.

En los haluros, el número de oxidación del halógeno es -1.

La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de una molécula es cero y si se trata de un ión, igual a la carga del ión.

Se define como oxidación la pérdida de electrones (aumento en el número de oxidación), mientras que se define como reducción la ganancia de electrones (disminución en el número de oxidación).

Las reglas para conocer el agente oxidante y el reductor son:

Los elementos con valencia máxima nunca son reductores, pero pue-den actuar como oxidantes.

Los elementos con valencia mínima nunca son oxidantes, pero pueden actuar como reductores.

Los de valencia intermedia pueden ser oxidantes o reductores.

Los metales elementos son todos reductores.

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El método del ión-electrón consiste en separar la reacción total en dos semirreaccio-nes, donde intervienen generalmente sustancias iónicas, una de las cuales cede los electrones que son captados por la otra.

El método del ajuste por medio de los cambios de número de oxidación se basa en que el aumento total de los números de oxidación de los átomos que se oxidan es igual a la disminución total de los números de oxidación de los que se reducen.

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AUTOCOMPROBACIÓN

1. En toda reacción de oxidación-reducción, ¿cuál de las siguientes afir-maciones es cierta?

a) El oxidante cede electrones.

b) El reductor capta electrones.

c) En la oxidación se captan electrones.

d) El reductor se oxida.

2. Una sustancia se oxida cuando:

a) Pierde oxígeno.

b) Gana electrones.

c) Pierde electrones.

d) Se moja.

3. Indica el número de oxidación del P en la siguiente molécula:

Ca3(PO4)2.

a) +5.

b) +3.

c) -5.

d) -3.

26


4. ¿Cuál es el coeficiente del Fe en los productos de la siguiente reacción?

Fe2O3 + C → Fe + CO2?

a) 2.

b) 4.

c) 6.

d) 5.

5. En el par redox:

2Na → 2Na+ +2e-

Cl2 + 2e-→ 2Cl-

a) La primera es la de reducción.

b) La segunda es la de oxidación.

c) En la primera el sodio se oxida.

d) El cloro ni se oxida ni se reduce.

6. Indica el coeficiente que tiene el S2Cl2 en la siguiente ecuación después de ajustarla por el método del número de oxidación:

As2O3 + S2Cl2 → SO2 + S + AsCl3.

a) 4.

b) 3.

c) 6.

d) 5.

7. Indica el coeficiente que tiene el I2 en la siguiente ecuación después de ajustarla por el método del número de oxidación:

KI + KClO3 + H2O → I2 + KCl + KOH.

a) 3.

b) 2.

c) 4.

d) 5.

27


8. Indica el coeficiente que tiene el Mn2+ en la siguiente ecuación después de ajustarla por el método del ión-electrón:

C2CO2-4 + MnO-

4 + H+ → Mn2+ + CO2 +H2O.

a) 1.

b) 2.

c) 3.

d) 4.

9. Indica el coeficiente que tiene el CO en la siguiente ecuación después de ajustarla por el método del ión-electrón:

C3H8 + O2 → CO + H2O.

a) 6.

b) 4.

c) 8.

d) 9.

10. Indica el peso equivalente del agente oxidante en la siguiente reacción:

KMnO4 + H2S + H2SO4 → MnSO4 + S + K2SO4 + H2O.

a) 35,8.

b) 25,9.

c) 54,2.

d) 31,6.

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SOLUCIONARIO

1. d 2. c 3. a 4. b 5. c

6. c 7. a 8. b 9. a 10. d

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PROPUESTAS DE AMPLIACIÓN

Si quieres seguir practicando puedes entrar en Internet y examinar este enlace:

http://www.hiru.com/kimika/kimika_02300.html

http://www.hiru.com/kimika/kimika_02400.html

http://www.edured2000.net/fyq/selectividad/quimica/Redox.htm

En cuanto a la bibliografía que puedes consultar, te proponemos los siguientes libros:

BRUCE H. MAHAN. Química. Curso Universitario. México: Addison-Wesley Iberoamericana, 1986.

UMLAND, J. B., BELLAMA, J. M. Química general. México: International Thomson Editores, 2000.

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reacciones de oxidaciÓn-reducciÓn

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