reacciones de oxido-reducción · 2020-02-07 · reacciones de oxido reducción (redox) son...
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Licda: Isabel Fratti de Del Cid
Diseño de diapositivas, imágenes e ilustraciones
cortesía de:
Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar
Reacciones de Oxido- Reducción
«REDOX»Semana 5 : 2020
Reacciones de Oxido Reducción (Redox)
Son reacciones en las cuales cambia el número de
oxidación de uno o más elementos presentes en los
reactivos. Esto se determina observando los cambios
en los números de oxidación de los reactivos y de los
productos formados. Los números de oxidación
deben asignarse conforme a las reglas ya vistas.
En toda reacción de oxido-reducción se considera
que los electrones se «transfieren de una sustancia a
otra». Si una sustancia «pierde « electrones otra
debe « ganarlos «.
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La «transferencia de electrones» no siempre es
literal, es decir no siempre una sustancia gana los
electrones y otra los pierde. Ejemplo en el caso de que
los productos oxidados o reducidos presenten enlaces
covalentes, forman moléculas y no hay una perdida o
ganancia de electrones. Pero debe considerarse
«ganancia de electrones» si el número de oxidación
disminuye numéricamente y «pérdida de electrones»
si el número de oxidación aumenta numéricamente.
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Diagrama para determinar procesos de oxidación ó reducción
en base a cambios en los números de oxidación.
Oxidación: pérdida de electrones
( aumenta Número de oxidación )
-7, -6, -5, -4, -3, -2, -1, 0 , +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7
Reducción: ganancia de electrones
( disminuye Número de Oxidación)4
Oxidación Proceso en el cual un átomo «pierde electrones» hay pérdida de
cargas negativas por lo tanto hay aumento en el número de
oxidación de un elemento hacia un valor más positivo ( incremento
de cargas positivas ó disminución de negativas). Ejemplo:
5
C 0 → C +4
C cambio de
0 a + 4
( 4 unidades)
Aumenta el número de oxidación (
aumentan las «cargas positivas» )
Mn +2 →Mn +7
Cambio de
+2 a +7
( 5 unidades)
Aumenta el número de oxidación
( aumentan las «cargas positivas» )
O -2 → O-1 Cambio de
-2 a -1
( 1 unidad )
Aumenta el número de oxidación
( disminuye las «cargas negativas
negativas»)
ReducciónProceso en el cual, un átomo «gana» electrones durante una
reacción química. Debido a que hay ganancia de cargas
negativas, hay disminución en el número de oxidación de un
elemento (disminución de cargas positivas ó aumento de
cargas negativas) . Ejemplo de reducciones :
6
Cr +6 → Cr +3
Cambio en
3 unidades de:
+6 a +3
Disminuye el número de oxidación
( disminuyen las «cargas positivas «)
Cl20 → Cl -1
Cambio en
1 unidad de :
0 a -1
Disminuye número de oxidación
( aumenta número de «cargas
negativas» )
O -1 → O -2
Cambio en
1 unidad de :
-1 a -2
Disminuye número de oxidación
( aumenta número de «cargas
negativas»)
En Química Orgánica y sistemas biológicos la
oxidación también puede observarse a través de:
1-Aumento en la proporción de Oxígenos en los productos:
CH3CHO → CH3COOH
2C : 4H : 1O * → 2C : 4H: 2 O *
* : Aumenta proporción de oxígenos( note no hay
cambios en el número de los otros átomos )
2- Pérdida ó disminución de Hidrógenos
CH3CH2OH → CH3CHO
2C : 6 H * : 1 O → 2C : 4H *: 1O
* : Disminuye proporción de Hidrógenos ( note no hay
cambios en el número de los otros átomos)
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En Química organica y sistemas biologicos, la reducción
también puede observarse a través de:
1-Pérdida de oxígenos ( disminuye proporción de
oxígeno):
C 6H5COOH → C 6H5CHO
7C : 6 H : 2 O * → 7C : 6H : 1 O *
* Disminuye proporción de oxígenos: en reactivo había 2 y en el
producto hay 1. ( note no cambia el número de los otros átomos ).
2- Aumento en la proporción de Hidrógenos:
CH3COCOOH → CH3CHOHCOOH
3C 4H * 3O 3C 6H * 3O
* Aumenta proporción de Hidrógenos. En el reactivo hay 4H y en el
producto 6. ( note no cambia la proporción de los otros átomos)8
Proceso e Oxidación Proceso de reducción
Pérdida de electrones Ganancia de electrones
Valor del número de oxidación
«cargas positivas»
«cargas negativas»
valor del numero de oxidación
«cargas positivas»
«cargas negativas»
Proporción de oxígenos Proporción de oxígenos
Proporción de Hidrógenos Proporción de Hidrógenos
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Agente Reductor y Agente OxidanteAGENTE REDUCTOR
Sustancia que contiene al
elemento que se oxida.
Al oxidarse, pierde
electrones, favoreciendo
que otra sustancia los gane,
es decir que otra sustancia
se reduzca, por eso se llama
agente reductor.
Debe buscarse del lado de
los reactivos ( del lado
izquierdo de la ecuación)
AGENTE OXIDANTE
Sustancia que contiene al
elemento que se reduce.
Al reducirse, gana
electrones, favoreciendo
que otra sustancia los
pierda, es decir se oxide,
por eso se llama agente
oxidante.
Debe buscarse del lado
de los reactivos ( del lado
izquierdo de la ecuación)
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Procedimiento para balancear ecuaciones
de oxido-Reducción ( REDOX)
1- Coloque a cada elemento su número de oxidación de
acuerdo a normas vistas( semana 4).
Recuerde NO confundir número de oxidación con las
cargas que ese elemento genera en el compuesto.
2- Observe los cambios en el número de oxidación de
reactivos a productos e identifique los átomos que
cambiaron.
3- Determine el elemento que se oxido ó redujo y en
cuantas unidades cambió .
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4- Coloque las unidades de reducción ( electrones «ganados»), como coeficiente delante de la sustancia que contiene al elemento que se oxidó. Y las unidades de oxidación (electrones «perdidos») como coeficiente delante de la sustancia que contiene al elemento que se redujo.5- Balancee del lado de los productos a las sustancias que contienen a los elementos que cambiaron.
6- Ahora calcule y coloque por «tanteo o simple
inspección « coeficientes al resto de las sustancias,
que no tuvieron cambios en sus números de
oxidación . Empezando primero con los metales,
luego no metales, después Hidrógenos y Oxígenos.
7-Verifique que todos los elementos queden
balanceados ( es decir se halle el mismo
número de ellos en reactivos y productos.)
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NOTA :SI LE PIDEN ENCONTRAR:
A- Agente Oxidante y Reductor, búsquelos del lado de los
reactivos, de acuerdo a conceptos dados anteriormente.
B- Número total de electrones transferidos: Debe hacerlo en la
ecuación balanceada, multiplicando el coeficiente obtenido para
la sustancia que contiene al elemento que se oxidó ó redujo por
el número de unidades de oxidación o reducción. En ambos
casos se debe obtener el mismo número, pues el Número total
de electrones «ganados» y « perdidos» debe ser el mismo.
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Ejemplo: Balancee la siguiente ecuación:
HNO3 + H2S -→ S + NO + H2O
Coloque números de oxidación: a cada átomo, .
H +1 N +5O -2 3 + H2
+1S -2 →
S 0 + N +2 O - 2 + H2+1 O-2
Note que cambiaron :
N +5 → N +2 : Se redujo en 3 unidades
(«ganó»3 electrones)
S -2 → S 0 : Se oxidó en 2 unidades
( «perdió «2 electrones)15
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Coloque el coeficiente 3 ( unidades de reducción ) al H2S, y al HNO3 el coeficiente 2 ( unidades de oxidación) 2 HNO3 + 3 H2S → S + NO + H2O
Ahora coloque coeficientes en los productos que poseen elementos que se oxidaron ó redujeron:
2 HNO3 + 3 H2S → 3 S + 2 NO + H2O
Note: el H2O, no posee coeficiente, pues sus elementos NO tuvieron cambios, en sus números de oxidación. por eso se le asigna el coeficiente por tanteo:2 HNO3 + 3 H2S → 3 S + 2 NO + 4 H2O
La ecuación, quedó balanceada.
Si queremos averiguar cual es el agente Oxidante y el Agente
Reductor, los buscamos de el lado de los reactivos:
Agente Oxidante HNO3 ( contiene al elemento que se reduce )
Agente Reductor H2S ( contiene al elemento que se oxida)
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El Número total de electrones transferidos: Debe hacerse en la ecuación
balanceada. Puede usar las unidades de reducción ó de oxidación
multiplicándolas por el coeficiente respectivo obtenido en la
ecuación balanceada:
N +5 + 3 e- → N +2
Con la ecuación balanceada:
2 N +5 + 6 e-→ 2 N +2 Note son 6 e- transferidos
Daria lo mismo si se hace con las unidades de oxidación:
S -2 -2e-→ S 0
En la ecuación balanceada:
3 S -2 -6 e-→ 3 S 0 Note son 6 e- transferidos.
En ambos casos debe coincidir el número de electrones ganados y
perdidos: 6 e- ganados = 6 e- perdidos.
La respuesta es : En total 6 e- transferidos
ELEMENTO
QUE SE OXIDA
ELEMENTO
QUE SE
REDUCE
#
ELECTRON
ES
GANADOS
#
ELECT
RONES
PERDI
DOS
AGENTE
OXIDANTE
AGENTE
REDUCTOR
ELECTRO
NES
TRASNFE
RIDOS
COEFICIENTES QUE
BALANCEAN LA ECUACIÓN
reactivos → productos
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Balancee la siguiente reacción y llene el cuadro respectivo
As2S5 + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 + NO2 + H2O
ELEMENTO
QUE SE OXIDA
ELEMENTO
QUE SE
REDUCE
#
ELECTRON
ES
GANADOS
#
ELECT
RONES
PERDI
DOS
AGENTE
OXIDANTE
AGENTE
REDUCTOR
ELECTRO
NES
TRASNFE
RIDOS
COEFICIENTES QUE
BALANCEAN LA ECUACIÓN
reactivos → productos
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Balancea la siguiente ecuación y llene el cuadro respectivo:
P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
Oxidación y Reducción en sistemas
biológicos.La oxidación, implica generalmente aumento en la proporción de
Oxígenos ó Disminución en la proporción de Hidrógenos.
La reducción implica aumento en la proporción de Hidrógenos ó
disminución en la proporción de oxígenos.
Cuando se pierden Hidrógenos, generalmente se transfieren a
Coenzimas, resultando éstas reducidas: ejemplo:
Formas Oxidadas Formas Reducidas
FAD FADH2
NAD+ NADH+H+
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Cont, oxidación en sist. biológicosResuelva las siguientes preguntas del libro de texto:
A) 6.17 página: 220
B) 6.19 página 220
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Cont. Ejercicios oxidación biológica.
Pregunta 6.20 pág. 220 ( se resolverá en clase)
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Leer las siguientes secciones en su libro de texto: Química y salud:
« El smog y la salud».
Química en el ambiente: «Celdas de combustible: Energía limpia
para el futuro».
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