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1
Reacciones de Óxido
Reducción (redox)
Reacciones de Óxido
Reducción (redox)
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2
DefinicionesHistóricas
OXID
ACIÓN
�Ganancia de oxígeno
REDUCC
IÓN
Ganancia de oxígeno
�Pérdida de electrones
�Pérdida de hidrógeno
�Pérdida de oxígeno
�Ganancia de electrones
�Ganancia de hidrógeno (en
compuestos orgánicos)
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3
1)Transferencia de oxígeno:
2)Transferencia de electrones
Fe
O +
3 C
O2 F
e +
3 C
O2
32
Ejem
plos de Reacciones redox
2)Transferencia de electrones
3) Transferencia de hidrógeno
2 N
aCl
22 N
a +
C
l
CCH
O
RH
H
12
CC
OH
H HR
12
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4
Definición Actual
OXID
ACIÓN:
�Un elemento se oxida
cuando en un cambio
REDUCC
IÓN:
cuando en un cambio
químico su número de
oxidación aumenta
REDUCC
IÓN:
�Un elemento se reduce
cuando en un cambio
químico su número de
oxidación disminuye
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5
Núm
ero de O
xidación.
Se
puede
considerar
como
lacarga
que
unátom
otendríasi
elátom
omás
electronegativo
átom
otendríasi
elátom
omás
electronegativo
deun
enlace
adquiriera
completam
ente
losdos
electrones
delenlace.
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Reglas para Asignar el Número de
Oxidación
•A los átomos en estado elemental se les asigna el número
cero (Fe
0 , Na0, Al0, etc.), así como a las moléculas
diatómicassencillas (H
20,O
20,Cl 20 , etc.)
El hidrógeno tiene número de oxidación +1, excepto los
6
•El hidrógeno tiene número de oxidación +1, excepto los
hidruros (-1).
•El oxígeno tiene número de oxidación de –2 excepto en
los peróxidos.
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•Los metales alcalinos (IA) tienen No. oxidación +1
•Los metales alcalinotérreos (IIA) tiene No.
Oxidación +2
7
•Todos los metalestienen número de oxidación
positivos
•La suma algebraica (en un compuesto) de los números
de oxidación de todos los átomos deben es cero.
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8
¿Cuál es el número de oxidación
en la fosfina?
PH
3El número de oxidación del H es +1
Hay tres átomos de H
(+1)(3) = +3
El número de oxidación del P = -3
-3 + 3 = 0
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9
Ejercicios
H2SO4
NaBiO
3
OsO
4HClO
Na 2SnO
2KM
nO4
ClO4-
NH4NO3
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10
H3AsO
3
HCN
H2S
2O3
F 2
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11
He
-B 2.0
C 2.5
N 3.0
O 3.4
F 4.0
Ne
-Si
PS
ClAr
H 2.2
Valores de Electronegatividad
Si1.9
P 2.2
S 2.6
Cl 3.2
Ar-
Ge2.0
As2.2
Se2.6
Br 3.0
Kr 3.0
Te2.1
I 2.7
Xe2.6
At2.2
Rn -
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12
Los
electrones
son
“propiedad”delátomo
más
electronegativo
Elnúmerode
oxidaciónes
igualal
númerode
Elnúmerode
oxidaciónes
igualal
númerode
electrones
devalenciamenos
elnúmeroqueposeeel
átomomolecularoiónico
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13
HCl
HCl . .
. .
....
7-8 = -1
1-0 = +1
HCN
1-0 = +1
1-0 = +1 4-2 = +2
5-8 = +-3
HC..
N.. .. ....
H2S
2O3
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14
El cambio en los números de
oxidación:Ec
uaciones redox
2 Mg + O2
2MgO
Para el Magnesio
Mg M
gO
El Magnesio se oxidó
El Oxígeno se redujo
Para el Magnesio
Mg M
gO-2 -1 0 +1 +2
Para el oxígeno
MgO
O
2
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15
Agente Oxidante y Agente
Reductor
++
Gana
electrones
Pierde
electrones
++
Agente
oxidante
Agente
reductor
Agente
oxidante
reducido
Agente
reductor
oxidado
A esta combinación se le conoce como reacción
redox
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16
Ecuaciones redox
HNO3+ SnO
NO + SnO
2+ H2O
N5+
N2+
Se reduce
Sn2
+ Sn4
+Se oxida
HNO3
Agente oxidante
SnO
Agente reductor
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17
Cu + 2AgN
O3
2Ag + Cu(NO3)2
Ag1
+
Ag0
Cu0
Cu2+
Se reduce
Se oxida
CuCu
Se oxida
Agente reductor
Agente oxidante
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18
Cl2+ HBr Br
2+ 2H
Cl
Cl0
Cl1-
Br1-
Br0
Se reduce
Se oxida
Agente reductor
Agente oxidante
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19
Balanceo de Ecuaciones de
Oxido Reducción
(RED
OX)
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20
HNO3+ H2S S + N
O + H
2O
S2-
S0
N5+
N2+
-3 e
-
+2 e
-
3(S
2-S0 )
2 (N
5+N
2+)
2HNO3+ 3H
2S 3S + 2NO + 4H2O
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21
Cu + HNO3
Cu(NO3)2+ NO + H
2O
3 Cu + 2 HNO3
3 Cu(NO3)2+ 2 NO + H
2O
3 Cu + 8 HNO3
3 Cu(NO3)2+ 2 NO + 4 H
2O
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22
ELEC
TRO
QUÍM
ICA
Sesubdivideendosclases:
1)Estudialasreacciones
químicas
queproducen
unacorrientedeelectricidad(batería).
2)Estudia
las
reacciones
químicas
que
son
2)Estudia
las
reacciones
químicas
que
son
producidas
por
una
corriente
eléctrica
(electrólisis).
Las reacciones electroquímicas son reacciones de
oxidorreducción.
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23
¿Cuándo una Reacción Q
uímica es
espontánea?
Cu + 2AgN
O3
2Ag + Cu(NO3)2
Zn + CuSO4
ZnSO4+ Cu
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�Elpotencialde
unelectrodode
hidrógenoen
condicionesestándarseasignóarbitrariamente
como0para
poderdarvaloresabsolutosa
otrasreacciones.
�Elpotencialde
unelectrodode
hidrógenoen
condicionesestándarseasignóarbitrariamente
como0para
poderdarvaloresabsolutosa
otrasreacciones.
24
Fundam
entos de electroquímica
otrasreacciones.
otrasreacciones.
2H+ (ac) + 2e
-H2(g)
E°= 0.00 V
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25
�Si
seconstruye
una
celda
con
unelectrodo
dehidrógeno
yun
metal
inmerso
enla
solución
desu
ion,
sepuedemedirel
potencialde
(M0/Mm+).
�Si
elmetal
pierde
electrones
más
rápidamente
que
elhidrógenose
carga
negativamente
yviceversa.
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26
Cu + 2AgN
O3
2Ag + Cu(NO3)2
Cu2+(ac) + 2e-
Cu(s)E°
= +0.34 V
Ag+(ac) + e
-Ag(s)
Cu2+(ac) + 2e-
Cu(s)E°
= +0.34 V
E°= 0.80 V
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27
2Ag+(ac) + 2e-
2 Ag(s)
Cu(s) Cu2
+ (ac) + 2e
-E°
= -0.34 V
E°= 0.80 V
Cu(s) + 2A
g+(ac) 2A
g(s) + Cu 2
+(ac)E°= + 0.46 V
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28
E = E0–
lnE = E0–
lnΠreactivos
Πreactivos
ΠΠproductos
ΠΠproductos
nFnFnFnFRTRTRTRT
Ecuación de Nerst
Donde
Reslaconstantede
losgases(8.31J·mol-1·K-1),
Tes
latemperatura
enKelvin,nes
lacantidad
demolesdeelectronestransferidos,F
eslaconstantede
Faraday(9.65X10
4C·mol-1),E°eselpotencialdemedia
celdayΠrepresentaelproductodelasactividades.
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�Donde
∆Geselcambiodeenergíalibre.
�Donde
∆Geselcambiodeenergíalibre.
29
∆G = -nF E0
Reacciones en que E°
es
positiva son espontáneas
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�Diagram
ade
potencial
enel
que
seindican
losE0
para
lassemi-reacciones
entrelosestadosde
oxidacióndelMn.
�Diagram
ade
potencial
enel
que
seindican
losE0
para
lassemi-reacciones
entrelosestadosde
oxidacióndelMn.
30
Diagram
as de Latimer
-1.18
1.51
-0.95
2.26
-0.56
MnO
4-MnO
42-
MnO
2Mn 3+
Mn2+
Mn
1.7
01.2
3
1.5
1
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�Para
laexplicación
deam
bos
métodos
utilizaremos
lospotencialesnorm
ales
delas
semi-reacciones:
�Para
laexplicación
deam
bos
métodos
utilizaremos
lospotencialesnorm
ales
delas
semi-reacciones:
31
Fe3++ 1e-
Fe2+
Cr3+
Cr2O
72++ 6e-E0= -0.771
E0 = -1.33
Cr3+
Cr2O
72++ 6e-
E= -1.33
E0 = [E0
proceso de reducción] –[E
0proceso de oxidación]
Sí el valor es positivo la reacción se lleva a cabo
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Sum
a algebráica:
◦Se debe cuidar el sentido de la reacción con
la que se inform
aron los datos. Según el
sentido de la reacción se conserva o cam
bia el
signo del potencial.
Sum
a algebráica:
◦Se debe cuidar el sentido de la reacción con
la que se inform
aron los datos. Según el
sentido de la reacción se conserva o cam
bia el
signo del potencial.
32
Predicción de reacciones redox
Sí se lleva a
cabo+ 0.559
-0.771
+ 1.33
Fe3++ 1e-
Fe2+
Cr3+
Cr2O
72++ 6e-
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Utilizando la escala de E0
◦Se utilizan los potenciales reportados y se
mantiene su signo sin importar el sentido
de la reacción. Colocándolos en la escala
de E
0 .◦Si la pendiente es positiva (/) sí se lleva a
Utilizando la escala de E0
◦Se utilizan los potenciales reportados y se
mantiene su signo sin importar el sentido
de la reacción. Colocándolos en la escala
de E
0 .◦Si la pendiente es positiva (/) sí se lleva a
33
Predicción de reacciones redox
◦Si la pendiente es positiva (/) sí se lleva a
cabo la reacción.
◦Si la pendiente es positiva (/) sí se lleva a
cabo la reacción.
Fe3+
Fe2+
-0.771
Cr2O
72-
1.33Cr
3+E0
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34
Diagram
as de Ellingham
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35
2Zn(s) + O
2ZnO
(s)
∆G (298 K) = -636 kJmol-1
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36
Celda Galvánica
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37
Fuerza electromotriz
La Fuerza electrom
otriz (F.E.M
.), es el trabajo
que el generador realiza para pasar la unidad de
carga positiva del polo negativo al positivo por el
interior del generador.
interior del generador.
La F.E.M. se mide en voltioslo mismo que el
potencial eléctrico.
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38
Li/Li+
-3.04 mV
K/K
+-2.92 mV
Ca/Ca2+
-2.87 mV
Na/Na+
-2.71 mV
Mg/Mg2+
-2.37 mV
Co/Co2+
-0.28 mV
Ni/Ni2+ -0.23 mV
Sn/Sn2+
-0.14 mV
Pb/Pb2+
-0.13 mV
H 2 /2H+
±0.00 mV
Serie Electroquímica (potencial estándar, 25ºC)
Mg/Mg
-2.37 mV
Mn/Mn2+
-1.18 mV
2H2O/H
2 + OH--0.83 mV
Zn/Zn2+
-0.76 mV
Cr/Cr3+
-0.74 mV
Fe/Fe2+
-0.56 mV
Fe/Fe3+
-0.44 mV
Cd/Cd2+
-0.40 mV
Ti/Ti2+
-0.34 mV
H 2 /2H
±0.00 mV
Cu/Cu++0.34 mV
2Hg/Hg22+
+0.79 mV
Ag/Ag++0.80 mV
Hg/Hg2+
+0.85 mV
Pt/Pt2++1.20 mV
Cl 2/2Cl -
+1.36 mV
Au/Au++1.50 mV
F2 /2F-
+2.87 mV
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39
Se sabe que es espontánea debido a los
potenciales estándar de oxidación y de
reducción.
E0celda = E0
+ E0
Zn + CuSO4
ZnSO4+ Cu
E0celda = E0
oxidación+ E0 reducción
E0celda = E0
Zn+ E0 Cu
E0celda = +0.76 + 0.34
E0celda = + 1.1 V
Por lo que la reacción es exotérmica
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40
Electrólisis
�La
electrólisises
unprocesodondelaenergía
eléctricacambiaráaenergíaquímica.
�Elprocesosucede
enun
electrolito,unasolución
�Elprocesosucede
enun
electrolito,unasolución
acuosaosalesderretidasquedenlaposibilidad
alosionessertransferidosentredoselectrodos.
�El
electrolitoes
laconexión
entrelosdos
electrodos
quetambién
estánconectados
conuna
corrientedirecta.
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41
Fotografía en blanco y negro
OH
OH
Ag
Ag B
r
2 A
g
AgAg
O
Br
2 A
g
+-
+lu
z+
+e
0
e+
+0
++
+0
O OOH
SO
H O
O
HO
HH
O
AgB
r2 N
a S
O
NaB
r
OH
OH
SO3
++
232-
+2
+-
++
Na
Ag(S
O )
22
22
33
3
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42
Propulsores sólidos para cohetes
Combustible sólido:
12% aluminio en polvo
74% de perclorato de
74% de perclorato de
amonio
12% de un polímero
aglutinante
8 A
l3 N
H C
lO4 A
l O
3N
H C
l+
+4
42
34
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43
Redox en un horno de fundición
Para obtener el hierro metálico se debe separar
del mineral del hierro, por lo general la hematita,
Este proceso se lleva a cabo en un alto horno por
Fe
O 23
Este proceso se lleva a cabo en un alto horno por
medio de reacciones redox.
3C
aCO
(
s)C
aO (
s)+
CO
(g
)2
CO
(g
)2
+C
(s)
2 C
O(g
)
2F
e (
s)+
3O
(s
)+
3C
O(g
)2F
e (
l)3C
O (g
)+
3+
2-
02
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44
Corrosión de M
etales 2 A
l O
4 A
l(s)
+3 O
(g
)2
23
Cu
CuSO
3C
u(O
H)
Cu (O
H)
CO
+A
ire
húm
edo
con c
om
p. de
S+
22
23
4
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Reacciones redox en sistemas
bióticos
Son muy importantes porque se obtiene
energía
•Metabolismo Celular
45
•Metabolismo Celular
•Respiración
•Fotosíntesis
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46
LaCadena
deTransporte
deElectrones
esun
procesoen
elcualsetransfierenelectronesde
una
moléculaaotra.Comprendedosprocesos:
1.-Loselectronessontransportadosalolargode
lamembrana,
deun
complejo
deproteínas
transportador("carrier")aotro.
2.Losprotones
sontranslocados
através
dela
membrana,
estossignificaquesonpasadosdesdeel
interioromatrizhaciaelespaciointermembrana.
Estogeneraungradientedeprotones.Eloxígenoes
elaceptorterminaldelelectrón,combinándosecon
electroneseionesH+paraproduciragua.
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Fotosíntesis
Es un proceso que se desarrolla en dos
etapas:
•Reacciones Luminosas
Ciclo de Calvin-Benson Ciclo del Carbono)
47
Reacciones Luminosas
•Ciclo de Calvin-Benson Ciclo del Carbono)
6 C
OC
H
O
6 O
++
22
612
62
luz
sola
r6 H
O
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Plastocianinas (PC):
48
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Plastocianinas (PC):
49
Cloroplasto
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Plastocianina
•Difracción de rayos a pH 6.0
•Resolución
: 1.33 Å
•Peso molecular: 1050
0 Da
•99 residuos de am
inoácido
•1 pequeñ
a espiral alfa
50
•1 pequeñ
a espiral alfa
•8 láminas beta
•Estructura de ba
rril
Guss
, J.
M., B
artu
nik
, H
.D., F
reem
an, H
.C.; Acta Crystallogr., Sect.B
48 (
1992),
790-8
11.
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Plastocianinas (PC):
�La plastocianina es una proteína qu
e lleva a cabo
un im
portante pap
el red
ox en organ
ismos
fotosintéticos.
51
�Este tran
sportador soluble de un electrón se
encuen
tra en
el espacio tilacoidal y transfiere
electron
es desde el citocromo f al fotosistema I.
�So
lo ha sido en
contrad
a en
las plantas superiores.
M.D
. M
iram
ar, L
.A. In
da;
Rev. Real Academia de Ciencias. Zaragoza
57 (
2002),
241–247.
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Estructura
y sitioactivo
52
Elcentro
activo
deCu
2+está
muy
próximoalexterior
dela
proteína~8Å.
Guss
, J.
M., B
artu
nik
, H
.D., F
reem
an, H
.C.; Acta Crystallogr., Sect.B
48 (
1992),
790-8
11.
![Page 53: Reacciones de Óxido Reducción (redox)depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/Redox_5826.pdf · reacciones químicas que son producidas por una corriente eléctrica ... Redox en un horno](https://reader030.vdocuments.co/reader030/viewer/2022021709/5bdea4f909d3f2995d8d1ab8/html5/thumbnails/53.jpg)
Sitioactivo
53
Guss
, J.
M., B
artu
nik
, H
.D., F
reem
an, H
.C.; Acta Crystallogr., Sect.B
48 (
1992),
790-8
11.
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Transferen
cia electrón
ica
Cu
Cu
- e
+ e
54
Cu
Cu
- e
+ e
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Transferen
cia electrón
ica
•En la cad
ena de tran
sporte de electron
es, h
ay
un flujo de electron
es de la plastocianina al
citocrom
o c
55
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Transferen
ciaelectrón
ica
56
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Transferen
ciaelectrón
ica
•Orien
tación
adecuad
a para la transferen
cia
electrón
ica
57
Ull
man
n G
.M., K
nap
p, E
.W. &
Kost
ic, N
.M.;. J. Am. Chem. Soc.
, 119 (
1997),
42.