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Transcript
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Colegio Antil Mawida
Departamento de Ciencias Naturales
Profesor: Karina Oñate Fuentes
Guía de Aprendizaje:
Reacciones entre Reductores y Oxidantes
Equilibrio Redox
Profesora: Karina Oñate Fuentes
Asignatura: Química
Introducción:
Las reacciones de óxido reducción constituyen una parte importante del
mundo que nos rodea. Abarcan desde la combustión de combustibles fósiles
hasta la acción de los agentes blanqueadores domésticos. La mayoría de los
elementos metálicos y no metálicos se obtienen desde su fuente de origen por
procesos de oxidación o reducción.
Todas las reacciones de oxidación van acompañadas de reacciones de
reducción, y ambas intervienen en muchos fenómenos tan corrientes como
importantes. La corrosión de los metales, la combustión de cualquier sustancia,
la generación de corriente eléctrica en una batería, el recubrimiento de objetos
decorativos con metales valiosos como el oro y la plata, todos son procesos de
oxidación y reducción. Hay procesos vitales como la respiración celular y la
fotosíntesis que son, en esencia, reacciones de oxidación y reducción. Y aún más
podemos afirmar que estas reacciones son la principal fuente de energía de la
Tierra.
¿Podrías definir los conceptos de oxidación y reducción?
Oxidación es …
Reducción es …
Para entender como se forman los compuestos y escribir su fórmula, se
utiliza el concepto de valencia. Hay elementos que pueden tener más de una
valencia, esto significa que sus átomos completan su última órbita ya sea
ganando o perdiendo diferente número de electrones.
Cuando hay una variedad de compuestos que tienen uno o más elementos
iguales, por ejemplo, el monóxido de carbono (CO) y el dióxido de carbono ( CO 2),
el número de electrones que se pierden o ganan pertenecen a cada una de las
moléculas que forma el compuesto.
Como el concepto de valencia es tan útil los químicos lo utilizan de un
modo más formal y han establecido una serie de reglas para contar electrones en
una molécula y han asignado varios números para los diferentes átomos, estos se
llaman números de oxidación.
Ejemplo:
 Anotemos el símbolo de Lewis para el fósforo:
El P tiene cinco electrones de valencia, por lo cual para completar su último
orbital con 8 electrones, tiene tres opciones:
1.- Puede ceder
electronegativo:
sus
tres
electrones
P
desapareados
a
un
átomo
más
P + 3 e-
En este caso su número de oxidación es + 3.
2.- Puede ceder sus cinco electrones de valencia a un átomo más electronegativo:
1
2
P
P + 5 e-
En este caso su número de oxidación es + 5
3.- Puede recibir tres electrones de un átomo menos electronegativo:
P + 3 e-
P
En este caso su número de oxidación es -3
Con este ejercicio vemos que el P puede tener número de oxidación + 3, +5
ó -3 dependiendo del átomo con que se une.
Reglas para asignar el número de oxidación:
Para calcular el número de oxidación de los elementos en compuestos
inorgánicos se consideran las siguientes reglas:
1.- El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre, es decir no
combinado, es cero.
2.- El número de oxidación del hidrógeno es +1 con algunas excepciones.
3.- El número de oxidación del oxígeno es – 2 con algunas excepciones.
4.- el número de oxidación de un ión formado por un átomo (ión monoatómico) es
igual a la carga del ión.
5.- La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de una
molécula en la fórmula química de un compuesto es cero.
6.- La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la
fórmula de un ión formado por más de un átomo ( ión poliatómico) es igual a la
carga del ión.
7.- Si en la fórmula de un compuesto no hay hidrógeno ni oxígeno, se asigna el
número de oxidación negativo al elemento más electronegativo.
Ejemplos:
1.- Calcular el número de oxidación del nitrógeno en el ácido nítrico (HNO 3)
Primero, recordamos el número de oxidación del hidrógeno y oxígeno. Según las
reglas 2 y 3, el H= +1 y el O= -2.
Segundo, con la información que nos entrega la fórmula química, planteamos
una ecuación según la regla 5:
N° oxidación:
H= +1
O= -2
N= X
(+1) + X + 3 x (-2) = 0
Finalmente, despejamos la incógnita y obtenemos el número de oxidación del
nitrógeno.
X = (-3) x (-2) – (+1)
X=+5
2.- Calcular el estado de oxidación del azufre en el ión sulfato (SO 4-2)
Primero, escribimos sobre los símbolos los números de
conocemos:
X -2
S O4-2
2
oxidación que
3
Segundo, aplicamos la regla 6, formulando la siguiente ecuación:
X + 4 x (-2) = -2
Finalmente, resolvemos la ecuación, según:
X = (-2) + 8
X= +6
El número de oxidación se escribe sobre el símbolo del elemento, anotando
primero el signo (+ ó -) y luego el número; en cambio, la carga del ión se anota como
superíndice, anotando primero número y después el signo.
Apliquemos lo aprendido:
1.- En los siguientes compuestos químicos, calcula el número de oxidación del
elemento que está coloreado: H2SO4, NaOH, MgO, Al2O3, H2CO3, y CuSO4.
2.- En los siguientes iones poliatómicos, calcula el número de oxidación del
átomo que está coloreado: PO43-, CO32-, MnO4-.
Reacciones de óxido reducción:
Antiguamente, el término oxidación se aplicaba a todas las reacciones
donde el oxígeno se combinaba con otra sustancia; la sustancia que ganaba el
oxígeno se decía que se oxidaba.
Asimismo, el término reducción correspondía a las reacciones donde una
sustancia ganaba hidrógeno y, por tanto, se reducía.
En la actualidad los conceptos de oxidación y reducción se siguen usando
en estos términos, pero su significado se ha ampliado.
¿Por qué crees tú que la corrosión del hierro es una reacción de oxidación?
………………………………………………..
Un ejemplo muy conocido de oxidación es la combustión. Cuando arde un
combustible como la bencina, el oxígeno del aire se combina con el carbono y el
hidrógeno para producir agua y óxidos de carbono, según la siguiente ecuación:
C8H18 +12O2
7CO2 + CO + 9H2O + energia
La fórmula C8H18(octano) es la fórmula más conveniente para referirse a la bencina. Pero
realmente este combustible es una mezcla de muchos hidrocarburos desde C 6H14 hasta
C10H22.
En cualquier combustión, la eficiencia con que el combustible se combina
con el oxígeno depende de la cantidad en la que se encuentre éste último.
Habitualmente si hay suficiente oxígeno, el combustible reacciona completamente
con él, para producir dióxido de carbono (CO 2). En cambio, si la cantidad de
oxígeno es deficiente, se produce monóxido de carbono (CO) y diremos que la
combustión es incompleta.
El número de oxidación como referente.
La oxidación y la reducción se definen en función del cambio del número
de oxidación que sufren los átomos al pasar de reactantes a productos. Si en una
3
4
reacción hay un cambio en el número de oxidación, entonces la reacción es de
óxido-reducción o reacción redox.
Por lo tanto, en el proceso de oxidación un átomo o ion cede uno o más
electrones; mientras que en el de reducción, el átomo o ion capta uno o más
electrones.
Ambos procesos son complementarios y ocurren simultáneamente. De ahí
el nombre de reacciones redox.
Cada vez que hay un aumento en el número de oxidación, ocurre una
oxidación y cuando hay una disminución el número de oxidación, se lleva a cabo
una reducción.
Apliquemos lo aprendido:
a.- En base a la siguiente reacción química completa la tabla:
Zn + CuSO4
De:
A:
Zn
ZnSO4
CuSO4 Cu
Cu + ZnSO4
Cambio en el número Se reduce o
de oxidación
oxida
De:
a:
De:
a:
b.- El ion sulfato (SO42-) aparece a ambos lados de la ecuación. ¿Sufre cambio en
su número de oxidación?
d.- La ecuación que describe sólo las especies que sufren cambios en su número
de oxidación es:
+2
0
Cu2+ + Zn
0
+2
Cu + Zn2+
 ¿Cuántos electrones cede el Zinc? ……
 ¿Cuántos electrones acepta el Cobre? ……
e.- En base a las ecuaciones que describen la oxidación y reducción, completa los
conceptos:
* Semi-reacción de oxidación:
Zn
Zn2+ + 2 e* Semi- reacción de reducción:
Cu2+ + 2 eCu
 Oxidación es el proceso en el que el número de oxidación ………….
 Reducción es el proceso en el que el número de oxidación …………
Reacciones redox: transferencia de electrones.
El cambio en el número de oxidación implica que en las reacciones de
óxido reducción ocurre siempre una transferencia de electrones entre las
sustancias que participan en la reacción. Esto es, unas sustancias ceden
electrones y se llaman agentes reductores y otras los aceptan (agentes oxidantes).
Ejemplos:
1.- El cobre reacciona con el con el ácido nítrico, según la siguiente ecuación:
Cu + HNO3Cu(NO3)2 + H2O + NO2
Verifica si es una reacción redox.
 Primero, establecemos los números de oxidación de los átomos de los
reactantes y después, el de los productos.
0
+1 +5 -2
+2 +5 -2
+1 -2 +4 -2
Cu + HNO3
Cu(NO3)2 + H2O + NO2
4
5
 Segundo, vemos que los átomos cambian su número de oxidación durante
el proceso. El cobre cambia de 0 a +2 (en el Cu(NO3)2), es decir cede 2 e-. El
nitrógeno, en cambio, varía de +5 (en el HNO3) a +4 (en el NO2), es decir,
acepta 2 e-.
 Concluimos entonces que la reacción descrita es redox, pues ocurren
procesos de oxidación y reducción. (Hay cambios en los números de
oxidación por transferencia a de electrones)
2.- Escribe las semi-reacciones de oxidación y reducción de la reacción anterior.
Identifica el oxidante y el reductor.
 Primero escribimos la semi-reacción de oxidación, escribiendo la ecuación
para la sustancia cuyo número de oxidación aumenta, es decir, el cambio
que sufrió el cobre:
Cu0
Cu2+ + 2 eEl cobre es el reductor porque se oxida.
 Segundo, escribimos la semi-reacción de reducción, escribiendo la
ecuación para la sustancia cuyo número de oxidación disminuye, es decir,
el cambio que experimentó el nitrógeno:
N+5 + eN+4
El nitrógeno es el oxidante por que se reduce.
Apliquemos lo aprendido:
1.- En las siguientes semi-reacciones:
Mg
Mg2+ + 2 e- y
Cu2+ + 2e-
Cu
¿Cuál es la oxidación y la reducción?
¿Cuál es el agente oxidante y reductor en cada caso?
2.- El proceso industrial conocido como cementación permite la producción de cobre
metálico por la adición de hierro a una disolución acuosa de sulfato de cobre,
según:
Fe + CuSO4
FeSO4 + Cu
a) Escribe las semi-reacciones de oxidación y reducción.
b) Identifica cuál es el agente oxidante y el agente reductor.
3.- Completa la siguiente tabla:
Átomo o ión que se:
Oxida
Reduce
 Cede electrones
*
 * Disminuye su número de
Oxidación
 Es un agente reductor
*
Balance de las ecuaciones redox por el método ión-electrón
5
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Para balancear las ecuaciones que representan a las reacciones redox,
podemos seguir alguno de los siguientes métodos: método por tanteo, método
algebraico o método del ión- electrón
Ejemplo:
La reacción entre el zinc y el ácido clorhídrico es una reacción redox, porque hay
un cambio en el número de oxidación de sus átomos participantes.
Zn + HCl
ZnCl2 + H2
1.- Se establece el cambio en los números de oxidación.
0
+1 -1
+2 -1
0
Zn + HCl
2.- Se plantean las semi-reacciones.
Semi-reacción de oxidación:Zn
ZnCl2 + H2
Zn+2
Semi-reacción de oxidación:
H +H 2
3.- Se verifica si las semi-reacciones están equilibradas y se anteponen los
coeficientes correctos. Como la semi-reacción de reducción no está equilibrada (hay
1 H al lado izquierdo y 2 H al lado derecho de la ecuación), se le antepone el
coeficiente 2.
2 H+H2
4.- Se anteponen los electrones correspondientes al cambio del número de
oxidación, y se equilibran las cargas.
Semi-reacción de oxidación:
Zn
Zn2+ + 2e-
Semi-reacción de reducción:
2 H+ + 2e-
H2
5.- Se suman las semi-reacciones y se anteponen los coeficientes a la ecuación
general:
Zn
Zn2+ + 2e2 H+ + 2eH2
+
2+
Zn + 2H
Zn + H2
Zn + 2 HCl
ZnCl2 + H2
Apliquemos lo aprendido:
1.- Aplicando el método ión-electrón, equilibra las siguientes reacciones redox:
a) Mg + O2 MgO
b) Fe + O2Fe2O3
c) C(s) + Cl(g)
CCl4(l)
2.- Identifica los agentes oxidantes y reductores en cada caso.
Para pensar…
1.- Explica por qué un metal se oxida o corroe. Describan su aspecto en ese
estado.
2.- ¿Qué metales conoces que sean resistentes a la corrosión?
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3.- Es habitual el uso del “papel aluminio” para envolver o guardar alimentos.
¿Crees tú que el “papel aluminio” podría reemplazarse por “papel de cobre” para
estos usos? Fundamenta.
4.-Hay cubiertos que son de plata; además de lo elegantes que son, jamás se
oxidan. ¿Qué tendrá la plata que no tiene el hierro o el acero?
5.- ¿Por qué los avisos que publicitan ollas y electrodomésticos se enfatiza que
son de acero inoxidable?
6.- El oro y el platino, jamás se oxidan y por lo mismo se les llama metales
nobles. Piensa y comenta por qué crees que son así. ¿Qué objetos están hechos
con éstos metales?
7.- Recuerda lo que sabes y señala cómo se extraen los metales ¿Hay algunos que
sean más fáciles de obtener?
Actividades:
1.- Realiza un mapa conceptual con los siguientes conceptos: Reacciones redox,
oxidación, reducción, agente reductor, oxida, reduce, electrón.
2.- Investiga las aplicaciones de las reacciones redox en la fotografía, el alcotest.
Bibliografía utilizada:
- López, J; Águila, E: Química III, Educación media. Ed Santillana.
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