Reacciones de Oxidación y reducción

Introducción

Las reacciones de oxido-reducción son aquellas en las que existe

una transferencia de electrones o un cambio en los estados de

oxidación de las sustancias que forman parte de una reacción

química.

- Pueden ocurrir de manera espontánea como en la formación de herrumbre en un metal , es la respiración celular , fotosíntesis,etc

- O pueden ocurrir de manera No espontánea , por ejemplo en

el proceso de galvanización o cromado de un metal , en la refinación

del mineral de cobre, etc

Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu cuerpo relacionado

con los procesos REDOX.

Oxidación de

combustibles

Reducción del CO2

Oxidación de metales

Oxidación de nutrientes

Alcance y Campo de Aplicación

La disciplina que estudia las leyes de que rigen los procesos Redox y su relación con la producción de electricidad se llama electroquímica.

Reacciones Ácido base v/s reacciones REDOX

Ácido - base Óxido - reducción

Se producen debido a la

transferencia de

protones (H+) desde una

sustancia ácida a una

básica.

Se deben principalmente

a la transferencia de

electrones (e-) entre una

especie química a otra,

en forma simultánea.

Concepto de oxidación y reducción

Oxidación:

Un átomo o ion se oxida:

- Cede o pierde electrones

-Aumenta su estado de oxidación

Agente Reductor: Es la especie química que se

oxida, es decir, la que cede electrones.

Un elemento en estado iónico también puede oxidarse al aumentar su carga positiva (aumenta su estado catiónico) , debemos recordar que siempre se debe conservar la carga neta en los Reactantes y productos.

Reducción:

Un átomo o ion se reduce cuando :

Gana o acepta electrones

Disminuye su estado de oxidación

Agente Oxidante: Es la especie química que se

reduce, es decir, la que acepta electrones.

No necesariamente un elemento debe quedar en estado neutro al reducirse, simplemente basta que reduzca su número de cargas positivas , en este caso también

se debe conservar la carga neta en los reactantes y productos .

Esquematizando los conceptos

• Semireacción de oxidación

Semireacción de reducción

Estado o número de oxidación

• Se define como la carga asignada a cada átomo que forma de un compuesto.

• Indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir en la formación de un compuesto.

• Para determinar el estado de oxidación se debe seguir las siguientes reglas.

Reglas para determinar Estado de oxidación

1. El estado de oxidación de cualquier átomo

en estado libre, es decir, no combinado, y

moléculas biatómicas es CERO.

Elementos no

combinados

Cu, Al, Ar, Ag

Moléculas

biatómicas

H2, O2, Cl2,

Br2

Reglas para determinar Estado de oxidación

2. El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en el caso de los hidruros (MHv), donde es -1.(Metales + Hidrogeno) , los metales son principalmente Na , Li , Ca

Reglas para determinar Estado de oxidación

3. El estado de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es -2, excepto en los peróxidos (M2O2v) donde es -1 , el principal peróxido es el

Agua oxigenada (H2O2)

4. En los iones simples, cationes (+) y aniones (-), el estado de oxidación es igual a la carga del ion.

Ejemplos:

Cationes Aniones

Cu2+ = +2 Cl- = -1

Na+ = +1 S2- = -2

5. Los estados de oxidación de los metales mas conocidos en combinación

con otros elementos es +2 , entre estos metales podemos citar el Zn , Cu,

Mg, Mn, Fe , Cr , Ni. La plata (Ag) es una excepción ya que al estar combinado con otros elementos presenta estado de oxidación +1

6.

7. En los iones poliatómicos, la suma de los estados de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del ion.

Ejemplo: SO4 -2

8. En las moléculas neutras, los estados de oxidación de todos los átomos deben sumar CERO.

H2SO4

HNO3

Determinación del Estado de Oxidación

• A través de una ecuación matemática.

• Ejemplo: Calcular el estado de oxidación del nitrógeno en el HNO3

H N O3

1 (+1) + 1 • X + 3 (-2) = 0

X = +5

Ejercicios

Determine el estado de oxidación de:

• P en el H3PO3

• N en el NH2OH

• S en el H2SO3

• Cl en el KClO3

• S en el Na2S

• Cr en el Cr2O72-

• Mn en el MnO42-

Ejercicios

• Identificar: Oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor.

1. Al

2. Ca2+

3. Mg

4. Na+

5. 2H+

6. 2I -

7. Cl2

Al3+ + 3e-

Ca + 2e-

Mg2+ + 2e-

Na + 1e-

H2

+ 2e-

I2 + 2e-

+ 2e- 2Cl-

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón

1. Identificar la semireacción de oxidación y reducción. Para ello se debe asignar los estados de oxidación a cada especie participante de la reacción, para verificar la transferencia de electrones.

I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O

(Molecular)

I2 + H+NO3- H+lO3

- + NO + H2O

(Iónica)

0 +1 -6 +5 +1 +5 -6 -2 +2 -2 +2

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón

2. Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor.

I2 lO3

-

NO3- NO

Oxidación

Reducción Agente

Oxidante

Agente

Reductor

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón

• Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :

I2 2lO3-

NO3- NO

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón

• Se igualan los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:

I2 + 6H2O 2lO3-

NO3

- NO + 2H2O

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón

• Igualar los átomos de hidrógenos, agregando iones hidrógeno H+ donde falte éste.

I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+

4H+ + NO3- NO + 2H2O

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón

• Igualar las semirreacciones eléctricamente. Para ello, se debe contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar electrones e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+).

0 - 2 +12 = +10

I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e-

+4 -1 = + 3 0

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

Observaciones

• Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos).

• Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e- se debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH- como H+ haya. Combinar los H+ y OH- para formar H2O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”.

• Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-

, es decir, no está en medio básico (está en medio ácido, HNO3).

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón

• Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto.

I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e-

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

x3

x10

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón

I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e-

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

x3

x10

3I2 + 18H2O 6lO3- + 36H+ + 30e-

30e- + 40H+ + 10NO3- 10NO + 20H2O

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón

• Sume las dos semireacciones reduciendo términos semejantes, es decir, cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.

3I2 + 18H2O 6lO3- + 36H+ + 30e-

30e- + 40H+ + 10NO3- 10NO + 20H2O

3I2 + 10NO3- + 4H+ 6IO3

- + 10NO + 2H2O

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón

• Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.

3I2 + 10NO3- + 4H+ 6IO3

- + 10NO + 2H2O

• Si la ecuación fue dada originalmente en forma

molecular; se trasladan estos coeficientes a la

ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de

la ecuación.

3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O