Reacciones de Oxidación y

reducción

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

• Aumenta su estado de oxidación

• Cede o pierde electrones

Agente Reductor: Es la especie química que se oxida, es decir, la que cede electrones.

Reducción:• Un átomo o ion se reduce

• Disminuye su estado de oxidación

• Gana o acepta electrones

Agente Oxidante: Es la especie química que se reduce, es decir, la que acepta electrones.

Observaciones

En los procesos de óxido reducción, la transferencia de electrones ocurre siempre desde un agente reductor a un agente oxidante.

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.

Ácidos HidrurosH2SO4 NaH

+1 -1

Reglas para determinar Estado de oxidación

El estado de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es -2, excepto en los peróxidos (M2O2v) donde es -1 y cuando se encuentra unido con el fluor, donde actúa con estado de oxidación +2.

Peróxidos Con Fluor Na2O2 F2O

-1 +2

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

Reglas para determinar Estado de oxidación

Reglas para determinar Estado de oxidación

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

Ejemplo: SO42-

Nº at. Est. Ox.

S = 1 • X = X

O = 4 • -2 = -8

-2

X = 6

Reglas para determinar Estado de oxidación

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

Ejemplo: H2SO4

Nº at. Est. Ox.

H = 2 • +1 = +2

S = 1 • X = X

O = 4 • -2 = -8

0

X = 6

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 Cr2O7

2-

Mn en el MnO42-

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

ReducciónAgenteOxidante

AgenteReductor

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 semi reacciones 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