ÓXIDO-REDUCCIÓN I

CONTENIDOS

Estados de oxidación. Proceso de oxidación y de reducción. Agente oxidante y agente reductor. Balance de ecuaciones redox.

OBJETIVOS

Caracterizar el proceso de óxido- reducción.

Identificar agente oxidante y agente reductor.

Reacciones que se caracterizan por la transferencia de electrones desde un agente reductor hacia un agente oxidante.

Como consecuencia, los estados de oxidación de los elementos que intervienen en el proceso, cambian.

ÓXIDO REDUCCIÓN

ESTADO DE OXIDACIÓN

Carga eléctrica, positiva o negativa, asignada a cada átomo de un compuesto o ión monoatómico o poliatómico, de acuerdo con ciertas reglas.

CÁLCULO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN

EJEMPLOEncuentre el estado de oxidación de As en el compuesto

AsO4 -3

AsO4 -3

X + 4(-2) = -3 X – 8 = -3 X = +5

OXIDACIÓN

Es el traspaso de electrones de un elemento, haciendo que éste aumente su estado de oxidación.

Fe++ → Fe+++ + ē

Es la entidad que sufre el proceso de oxidación.

En el ejemplo anterior, el ión hierro (II) sufrió un proceso de oxidación puesto que aumentó su número de oxidación, originando el ión hierro (III). Luego, el Fe+2 es el agente reductor.

Resumiendo, el agente reductor es la entidad que provoca una reducción en otra entidad, al ceder electrones a ésta.

AGENTE REDUCTOR

REDUCCIÓN

Es la ganancia de electrones por parte de un elemento, el cual disminuye su estado de oxidación.

Al+++ → Al0+ 3ē

AGENTE OXIDANTE

Es la entidad que sufre el proceso de reducción. En el ejemplo anterior, el ión aluminio (III) sufrió un proceso de reducción puesto que ganó 3 electrones y originó al ión aluminio. Se observa que hay disminución en el estado de oxidación del aluminio. Luego, el Al +3 es el agente oxidante.

Resumiendo, el agente oxidante es la entidad que provoca una oxidación en otra entidad al captar electrones de ésta.

REACCIONES REDOX

Agente reductor Agente oxidante↓ ↓

Cede ē Capta ē↓ ↓

Aumenta su estado de oxidación

Disminuye su estado de oxidación

↓Se oxida

↓Se reduce

Oxidación Reducción

ÓXIDO REDUCCIÓN

oxidación

reducción

aumento del estado de oxidación

pérdida de electrones

ganancia de electrones

disminución del estado de oxidación

REACCIONES REDOX

En todo proceso de óxido reducción, se verifica la semi reacción de oxidación y la semi reacción de reducción.

Ejemplo

Mg 0 Mg +2 + 2é Semi reacción de oxidación.

2 H + + 2é H2 Semi reacción de reducción.

Mg 0 + 2 H + Mg +2 + H2 Reacción total redox.

Óxido reducción

SnCl2 + Cl2 → SnCl4

E. O. -1+2 0 -1+4

Oxidación

Reducción

Reductor

Oxidante

BALANCE DE ECUACIONES REDOX

MÉTODO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN

EJEMPLO

Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO

SEMIRREACCIONES

Cu 0 Cu +2 + 2é

N +5 + 3é N +2

Las semirreacciones balanceadas serán:

3 Cu 0 3 Cu +2 + 6é 2 N +5 + 6é 2 N +2

Al sumar ambas semirreacciones:

3 Cu + 2 HNO3 3 Cu(NO3)2 + H2O + 2 NO

Por último:

3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO

MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN

EJEMPLO

HNO3 + H2S NO + H2O + S

SEMIRREACCIONES

H2S S º + 2é

NO3 - + 3é NO

Las semirreacciones balanceadas serán:

3 H2S 3 S º + 6é + 6 H +

2 NO3 - + 6é + 8 H + 2 NO + 4 H2O

Al sumar ambas semirreacciones

2 NO3 - + 2 H + + 3 H2S 2 NO + 4 H2O + 3S

Por último:

2 HNO3 - + 3 H2S 2 NO + 4 H2O + 3 S