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REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN Y
ELECTROQUÍMICA
¿Qué tienen en común un incendio forestal, la oxidación del acero, la combustión en los
vehículos y el metabolismo de los alimentos en el cuerpo humano? Todos estos importantes
procesos son reacciones de óxido-reducción. De hecho prácticamente todos los procesos que proporcionan energía para calentar casas, dar potencia a los vehículos y permiten que las personas
trabajen y jueguen dependen de reacciones de óxido-reducción. Cada vez que se enciende un
automóvil o una calculadora, se mira un reloj digital o se escucha radio en la playa, se depende
de una reacción de óxido-reducción que da potencia a las baterías que usan estos dispositivos.
1. Reacciones de óxido-reducción
OBJETIVO: Caracterizar las reacciones de óxido-reducción entre metales y no metales.
Veamos la siguiente reacción: el cloruro de sodio se forma al reaccionar sodio elemental con
cloro.
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
Como el sodio y el cloro elementales contienen átomos neutros y se sabe que el cloruro de sodio
contiene iones Na+ y Cl- , en esta reacción debe efectuarse una transferencia de electrones de los
átomos de sodio a los de cloro.
Las reacciones de este tipo en las cuales se transfieren uno o más electrones se llaman
reacciones de óxido-reducción o reacciones redox.
La oxidación se define como pérdida de electrones y la reducción es la ganancia de electrones.
Al reaccionar el cloro y el sodio elementales, cada átomo de sodio pierde un electrón y forma un
ion 1+; por tanto, se dice que el sodio se oxida. Cada átomo de cloro gana un electrón y forma un
ion cloruro negativo, y por tanto se reduce. Siempre que un metal reacciona con un no metal para
formar un compuesto iónico se transfieren electrones del metal al no metal; en consecuencia,
estas reacciones siempre son de óxido-reducción y el metal se oxida (pierde electrones) y el no
metal se reduce (gana electrones).
Ejemplo 1.1
En las siguientes reacciones identifique el elemento que se oxida y el que se reduce
a. 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO (s)
b. 2Al(s) + 3I2(s) → 2AlI3(s)
Solución:
a. Se sabe que los metales del grupo 2 forman cationes 2+ y los no metales del grupo 6
forman aniones 2-, por lo que se predice que el óxido de magnesio contiene iones Mg2+ y
O2- Esto significa que en la presente reacción cada Mg pierde dos electrones para formar
Mg2+ y por tanto se oxida. Además cada O gana dos electrones para formar O2- y se
reduce.
b. El ioduro de aluminio contiene iones Al3+ e I- de manera que los átomos de aluminio
pierden electrones (se oxidan) y los de yodo ganan electrones (se reducen).
Ejercicio de auto evaluación 1.1
En las siguientes reacciones identifique qué elemento se oxida y cuál se reduce.
a. 2Cu(s) + O2(g) →2CuO (s)
b. 2Cs(s) + F2(g) → 2CsF(s)
Aunque las reacciones entre metales y no metales se identifican como redox, es más difícil
decidir si una reacción entre no metales es también de este tipo. De hecho en la mayoría de las
reacciones redox importantes participan solamente no metales. Por ejemplo, en reacciones de
combustión, como la de metano con oxígeno:
CH4(g) + 2O 2(g)→CO2(g) + 2H2O(g) + energía
son procesos de óxido-reducción. Aunque ninguno de los reactivos o productos de la reacción es
iónico si hay una transferencia de electrones del carbono al oxígeno. Para explicar lo anterior es
necesario introducir el concepto de estados de oxidación.
2. Estados de oxidación
OBJETIVO: Indicar la manera de asignar estados de oxidación.
El concepto de estados de oxidación (llamados en ocasiones números de oxidación) permite
saber qué ocurre con los electrones en las reacciones de óxido-reducción asignando cargas a los
diversos átomos de un compuesto. En ocasiones estas cargas son aparentes. Por ejemplo, en un
compuesto iónico binario los iones tienen cargas que se identifican fácilmente: en el cloruro de
sodio, el sodio es + 1 y el cloro es -1; en el óxido de magnesio el oxígeno es -2 y el magnesio es
+2; y así sucesivamente. En estos compuestos iónicos binarios los estados de oxidación son
simplemente las cargas de los iones.
Ion Estado de oxidación
+1
Na+
-1
Cl
2+
+2
Mg
2-2
O
En un elemento puro todos los átomos son neutros. Por ejemplo el sodio metálico contiene
átomos de sodio neutros y el cloro gaseoso está constituido por moléculas Cl2 , que contienen dos
átomos de cloro neutros. Por lo tanto un átomo de un elemento puro no tiene carga y se le asigna
el estado de oxidación de cero.
En un compuesto covalente como el agua aunque no hay iones presentes en
realidad, es de utilidad asignar cargas imaginarias a los elementos. Los estados de
oxidación de los elementos en estos compuestos son iguales a las cargas imaginarias
que se determinan suponiendo que el átomo más electronegativo del enlace controla
o atrae ambos electrones compartidos. Por ejemplo en el enlace O—H del agua se
supone, con el fin de asignar estados de oxidación, que el átomo de oxigeno por ser
más electronegativo controla ambos electrones compartidos en cada enlace. Así el
oxígeno completa sus ocho electrones de valencia.
En efecto, se dice que cada hidrógeno pierde su electrón frente al oxígeno. Así el hidrógeno
queda con estado de oxidación +1 y el oxígeno con estado de oxidación -2 (el átomo de oxigeno
gana formalmente dos electrones). Prácticamente en todos los compuestos covalentes se asigna
al oxígeno un estado de oxidación de -2 y al hidrógeno un esta do de oxidación de +1.
Como el flúor es tan electronegativo siempre se supone que controla los electrones
compartidos, para completar su octeto de electrones y se le asigna el estado de oxidación de -1.
Es decir, para asignar estados de oxidación siempre se supone que el flúor es F- en compuestos
covalentes.
Los elementos más electronegativos son F, O, N y Cl. En general a estos elementos se les
asigna un estado de oxidación igual a la carga del anión (-1 para el flúor, -1 para el cloro, -2 para
el oxígeno y -3 para el nitrógeno). Cuando dos de estos elementos se encuentran en un mismo
compuesto se les asignan cargas por orden de electronegatividad, comenzando por el que tiene
mayor electronegatividad.
F > O > N > Cl
Mayor
electronegatividad
Menor
electronegatividad
Por ejemplo en el compuesto NO2 , como el oxígeno tiene mayor electronegatividad que
el nitrógeno se le asigna el estado de oxidación -2. Así queda una "carga" total de -4 (2x-2) en
los dos átomos de oxígeno. Como la molécula NO2 tiene carga neutra total N debe ser +4 para
equilibrar exactamente la carga de -4 en los oxígenos. Por tanto en NO2 el estado de oxidación
de cada oxígeno es -2 y el del nitrógeno es +4.
A continuación se dan las reglas para asignar estados de oxidación. Al aplicarlas se
pueden asignar es todos de oxidación a la mayoría de los compuestos. Los principios se ilustran
en el siguiente ejemplo:
REGLAS PARA ASIGNAR ESTADOS DE OXIDACIÓN
1. El estado de oxidación de un átomo en un estado puro es 0.
2. El estado de oxidación de un Ion monoatómico es igual a su carga.
3. Al oxigeno se le asigna un estado de oxidación de -2 en la mayoría de los
compuestos covalentes. Una excepción importante son los peróxidos (compuestos
que contienen el grupo O2 -2 ) en los cuales se asigna a cada oxigeno un estado de
oxidación de -1.
4. En compuestos covalentes con no metales se asigna al hidrógeno un estado de
oxidación de +1.
5. En compuestos binarios, al elemento con mayor electronegatividad se le asigna un
estado de oxidación negativo igual a la carga de su anión en compuestos iónicos.
6. En compuestos neutros, desde el punto de vista eléctrico la suma de los estados de
oxidación debe ser igual a cero.
7. Para una especie iónica, la suma de los estados de oxidación debe ser igual a la
carga total.
Ejemplo 2.1
Cómo asignar estados de oxidación
Asigne estados de oxidación a todos los átomos de las siguientes moléculas o iones.
a. CO2
b. SF6
c. NO3-
Solución:
a. En este caso se aplica la regla 3: se asigna al oxígeno un estado de oxidación de -2. Se
determina el estado de oxidación del carbono recordando que como CO2 es neutro la suma de los
estados de oxidación del oxígeno y el carbono debe ser igual a cero (regla 6). Cada oxigeno es -2
y hay dos átomos, por lo que hay que asignar al átomo de carbono un estado de oxidación de +4.
Verificación: +4 + 2x(-2) = 0
b. Como el flúor tiene mayor electronegatividad se le asigna primero el estado de oxidación. Su
carga como anión siempre es -1 por lo que se asigna este valor como estado de oxidación a cada
átomo de flúor (regla 5). A continuación se asigna al azufre un estado de oxi dación de + 6 para
balancear el total de -6 de los seis átomos de flúor (regla 7).
Verificación: +6 + 6(-l) O
c. El oxígeno tiene mayor electronegatividad que el nitrógeno por lo que se le asigna el estado de
oxidación de -2 (regla 5). Como la carga total de NO3- es -1 y la suma de los estados de
oxidación de los tres oxígenos es -6 el nitrógeno debe tener estado de oxidación de +5.
Verificación: +5 + 3(-2) = -1
Lo anterior es correcto, ya que NO3- tiene carga -1.
Tabla 18.1 Ejemplos de estudios de oxidación
Sustancia
Estado de oxidación Comentarios
Sodio metálico, Na
Na
0
regla 1
P
0
regla
fluoruro de sodio, NaF
Na
F
+1
-1
regla 2
regla 2
sulfuro de magnesio, MgS
Mg
S
+2
-2
regla 2
regla 2
monóxido de carbono, CO
C
O
+2
-2
regla 3
dióxido de azufre, SO2
S
O
+4
-2
regla 3
peróxido de hidrógeno,
H2 O2
H
O
+1
-1
regla 3 (excepción)
amoniaco, NH3
H
N
+1
-3
regla 4
regla 5
sulfuro de hidrógeno, N2 S
H
S
+1
-2
regla 4
regla 5
ioduro de hidrógeno, Hl
H
I
+1
-1
regla 4
regla 5
carbonato de sodio, Na2 CO3
Na
O
C
+1
-2
+4
regla 2
regla 3
Para CO3 2-, la suma de los estados
de oxidación es +4 +3(-2) = -2.
regla 7
cloruro de amonio, NH4 Cl
N
H
-3
+1
Cl
-1
regla 5
regla 4
Para NH4 -, la suma de los estados
de oxidación es -3 + 4(+l) = +1.
regla 7
regla 2
fósforo, P
Ejercicio de auto evaluación 2.1
Asigne estados de oxidación a todos los átomos de las siguientes moléculas o iones
a. SO3
b.
N2O5
c. C2 H6
e. PF3
d. SO4 -2
3. Reacciones de óxido-reducción entre no metales
OBJETIVOS: Definir la oxidación y la reducción en términos de estados de oxidación.
Identificar los agentes oxidantes y reductores.
Se ha visto que las reacciones de óxido-reducción se caracterizan por transferencia de electrones.
En algunos casos esta transferencia da lugar a iones, como en la siguiente reacción
2Na(s) + Cl2(g)→ 2NaCl(s)
Se pueden emplear los estados de oxidación para verificar la transferencia de electrones.
2Na(s) +
Cl2(g)
→ 2NaCl(s)
Estado de oxidación
0
0
+1
–1
(elemento) (elemento)
(Na+) (Cl-)
Por tanto en esta reacción se representa la transferencia de electrones como sigue.
Na
Na+
e- ↓
Cl
⇒
Cl-
En otros casos la transferencia de electrones se produce en diferente sentido, como ocurre en la
combustión de metano (se indica el estado de oxidación de cada átomo debajo de cada reactivo y
producto).
Obsérvese que el estado de oxidación del oxígeno en O2 es cero porque se encuentra en su forma
elemental. En esta reacción no hay compuestos iónicos, pero se puede describir el proceso en
términos de trasferencia de electrones. Obsérvese que el carbono experimenta un cambio de
estado de oxidación -4 en CH4 o +4 en CO2 . Estos cambios se explican mediante la pérdida de
ocho electrones:
y, en forma de ecuación,
Por otra parte, cada oxígeno cambia del estado de oxidación 0 en O2 a -2 en H2 O y CO2 , lo que
significa una ganancia de dos electrones por átomo. Participan cuatro átomos de oxígeno por lo
que la ganancia es de ocho electrones.
o, en forma de ecuación,
Obsérvese que se requieren
átomos de oxígeno pasan del
ocho electrones porque cuatro
estado de oxidación cero a -2. Y
cada oxígeno requiere dos electrones. No se produce cambio en el estado de oxidación del
hidrógeno y no participa en el proceso de transferencia de electrones.
Con estos antecedentes es posible definir a continuación la oxidación y la reducción en términos
de estados de oxidación. La oxidación es un aumento del estado de oxidación (pérdida de
electrones). La reducción es una disminución en el estado de oxidación (ganancia de electrones).
Por tanto, en la reacción
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
el sodio se oxida y el cloro se reduce. Se dice que Cl2 es el agente oxidante (aceptor de
electrones) y Na es el agente reductor (donador de electrones). También se puede definir el
agente oxidante como el reactivo que contiene el elemento que se reduce (gana electrones). El
agente reductor se define de manera similar como el reactivo que contiene el elemento que se
oxida (pierde electrones).
Respecto a la reacción
se puede decir lo siguiente
-
El carbono se oxida porque su estado de oxidación aumenta (aparentemente pierde
electrones).
El reactivo CH4 contiene el carbono de que se oxida de manera que CH4 es el agente
reductor. Es el reactivo que aporta electrones (los que pierde el carbono).
El oxígeno se reduce porque hay disminución de su estado de oxidación (aparentemente gana
electrones).
El reactivo que contiene átomos de oxígeno es 02 de manera que O2 es el agente oxidante. Es
decir, el aceptor de electrones.
Obsérvese que al nombrar al agente oxidante o reductor se especifica de qué compuesto se trata,
no solamente el elemento que experimenta el cambio de estado de oxidación.
Ejemplo 3.1
Identificación de agentes oxidantes y reductores I
Cuando se mezcla aluminio metálico en polvo con cristales de yodo pulverizado y se añade una
gota de agua, la reacción resultante produce energía considerable. La mezcla entra en
combustión y se produce un vapor purpúreo formado por I2 , debido al exceso de yodo. La
ecuación de la reacción es
Al(s) + 3I2(s)→ 2AlI3(s)
Identifique qué átomos se oxidan y se reducen en esta reacción, y especifique los agentes
oxidantes y reductores.
Solución:
El primer paso es asignar los estados de oxidación.
Como el estado de oxidación de cada átomo de aluminio varía de 0 a +3 (aumenta), el aluminio
se oxida (pierde electrones). Por otra parte el estado de oxidación de cada átomo de yodo
disminuye de O a -1 o sea que se reduce (gana electrones). Como el Al aporta electrones para la
reducción del yodo se llama agente reductor. I2 es el agente oxidante (el reactivo que acepta los
electrones).
Ejemplo 3.2
Identificación de agentes oxidantes y reductores II
En metalurgia —que es el proceso para obtener metales a partir de sus minerales— siempre se
efectúan reacciones de óxido-reducción. En la metalurgia de la galena (PbS), el mineral principal
que contiene plomo, el primer paso es la conversión de sulfuro de plomo en óxido (mediante el
proceso de tostación).
2PbS(s) + 3O 2(g)→2PbO(s) + 2SO2(g)
A continuación se trata el óxido con monóxido de carbono para obtener un metal libre.
PbO(s) + CO(g)→ Pb(s) + CO2(g)
Identifique qué átomos se oxidan y se reducen en cada reacción y especifique cuáles son los
agentes oxidantes y reductores.
Solución:
En la primera reacción se asignan los siguientes estados de oxidación:
El estado de oxidación del átomo de azufre aumenta de -2 a +4, de manera que se oxida (pierde
electrones). El estado de oxidación de cada átomo de oxígeno disminuye de cero a -2, de manera
que se reduce (gana electrones). La sustancia oxidante (que acepta electrones) es 02 y la
sustancia reductora (que aporta electrones) es PbS.
Para la segunda reacción se tiene
El plomo se reduce (gana electrones); su estado de oxidación disminuye de +2 a O), y el carbono
se oxida (pierde electrones; su estado de oxidación aumenta de +2 a +4). PbO es el agente
oxidante (acepta electrones), y CO es el agente reductor (aporta electrones).
Ejercicio de auto evaluación 3.1
El amoniaco, NH3, muy empleado como fertilizante, se prepara por re acción de los siguientes
elementos:
N2(g) + 3H2(g)→ 2NH3(g)
Diga si se trata de una reacción de óxido-reducción y en caso afirmativo, identifique el agente
oxidante y el agente reductor.
4. Balanceo de reacciones de óxido-reducción por el método de la
semirreacción
OBJETIVO: Demostrar la manera de balancear ecuaciones de óxido-reducción
empleando semirreacciones.
Muchas reacciones de óxido-reducción se balancean fácilmente por el método de prueba y error.
Sin embargo las reacciones de óxido-reducción que se verifican en solución acuosa suelen ser tan
complicadas que es muy difícil balancearías por este método. En esta sección se desarrollará un
método sistemático para el balanceo de las ecuaciones de este tipo de reacciones.
Para balancear las reacciones de óxido-reducción que se verifican en solución acuosa se
divide la reacción en dos semirreacciones. Las semirreaccione s son ecuaciones que tienen
electrones como reactivos o productos. Una semirreacción representa el proceso de reducción y
la otra el de oxidación. En la semirreacción de reducción se muestran electrones del lado de los
reactivos (el reactivo gana electrones en la ecuación). En la semirreacción de oxidación se
muestran los electrones del lado de los productos (el reactivo pierde electrones en la ecuación).
Por ejemplo considérese la ecuación no balanceada para la reacción de oxido-reducción entre el
Ion cerio(IV) y el Ion estaño(II).
Ce4+ (ac) + Sn2+(ac)→Ce3+(ac) + Sn4+(ac)
Esta reducción se puede separar en una semirreacción de la sustancia que se reduce.
e- + Ce4+(ac)→Ce3+(ac) (semirreacción de reducción)1
y una semirreacción de la sustancia que se oxida
Sn2+(ac)→Sn4+(ac) + 2e- (semirreacción de oxidación)2
Obsérvese que Ce4+ gana un electrón para transformarse en Ce3+, por lo que se indica un electrón
como reactivo junto con Ce4+ en esta semirreacción. Por otra parte, para que Sn2+ se transforme
en Sn4+ debe perder dos electrones. Esto implica que hay que poner dos electrones como
productos de esta semirreacción.
1
2
Ce4+ gana 1e - para formar Ce3+ y por tanto se reduce.
Sn2 + pierde 2e- para formar Sn4 + y por tanto se oxida.
El principio fundamental para balancear reacciones de óxido-reducción es que el número de
electrones que se pierden (del reactivo que se oxida) debe ser igual al número de electrones que
se ganan (del reactivo que se reduce).
En la semirreacción anterior cada Ce4+ gana un electrón y cada Sn2+ pierde dos electrones. Es
necesario igualar el número de electrones que se ganan y que se pierden y para ello se multiplica
primero la semirreacción de reducción por 2.
2e- + 2Ce4+→2Ce3+
A continuación se añade esta semirreacción a la semirreacción de oxidación
2e + 2Ce4+
→
2Ce3+
Sn2+
→
Sn4+ + 2e4+
2+
2e + 2Ce + Sn
→
2Ce3+ + Sn4+ 2ePor último se cancela 2e- de cada lado para obtener la ecuación balanceada total.
2Ce4+ + Sn2+→2Ce3+ + Sn4+
A continuación se resume el método para balanceo de reacciones de óxido-reducción en solución
acuosa:
· Se separa la reacción en una semirreacción de oxidación y otra de reducción
· Se balancean las semirreacciones por separado
· Se iguala el número de electrones que se ganan y se pierden.
· Se suman las semirreacciones para obtener la ecuación general balanceada
La mayoría de las reacciones de óxido-reducción se verifican en soluciones de tipo
decididamente básico o ácido. Sólo se estudiarán los casos de solución ácida por ser los más
comunes. El procedimiento para balanceo de ecuaciones de reacciones de óxido-reducción en
solución ácida se indica a continuación y en el ejemplo 4.1 se explica su aplicación.
Método de la semirreacción para balanceo de reacciones de óxido-reducción en solución ácida
PASO 1
Se escriben las ecuaciones de las semirreacciones de oxidación y reducción.
PASO 2
Para cada semirreacción:
• Se balancean todos los elementos con excepción de hidrógeno y oxígeno.
• Se balancea el oxígeno empleando H2 O.
• Se balancea el hidrógeno empleando H +.
• Se balancea la carga usando los electrones.
PASO 3
En caso necesario, se multiplica una o ambas semirreacciones balanceadas por algún número
entero para igualar el número de electrones que se transfieren entre ambas.
PASO 4
Se suman las semirreacciones y se cancelan las especies idénticas que aparecen a ambos lados.
PASO 5
Se comprueba que los elementos y sus cargas estén balanceadas.
Ejemplo 4.1
Balanceo de reacciones de óxido-reducción mediante el método de la semirreacción I
Balancee la ecuación de la reacción entre permanganato e iones hierro (II) en solución ácida. La
ecuación iónica neta de la reacción es:
Ácido3
MnO4-(ac) + Fe2+(ac) →
Fe3+(ac) + Mn2+(ac)
Esta reacción se emplea para analizar mineral de hierro y determinar su contenido de este metal.
Solución:
PASO 1
Se identifican y se escriben las ecuaciones de las semirreacciones.
Los estados de oxidación en la semirreacción en que participa el ion
permanganato indican que el manganeso se reduce.4
Como el estado de oxidación del manganeso varia de +7 a +2, se reduce. Por tanto ésta es la
semirreacción de reducción. Tiene electrones como reactivos aunque todavía no se escriben. La
otra semirreacción es la oxidación de hierro(II) a hierro(III) y es la semirreacción de oxidación.
Fe2+ → Fe3+
↑
↑
+2
+3
Esta reacción tiene electrones como producto aunque todavía no se han indicado.
PASO 2
Se balancea cada semirreacción
• Para la reacción de reducción se tiene que
MnO4-→Mn2+
•
•
El manganeso ya está balanceado.
Se balancea el oxígeno añadiendo 4H2 O al lado derecho de la ecuación.
•
A continuación se balancea el hidrógeno añadiendo 8H+ al lado izquierdo.5
•
Todos los elementos están balanceados pero es necesario balancear los cargos usando
electrones. De momento se tienen las siguientes cargas para reactivos y productos en la
semirreacción de reducción.
8H+ + MnO4- → Mn2+ + 4H2 O
8+ + 12+ + 0
7+
2+
3
MnO4-→Mn2+ + 4H2O
8H+ + MnO4-→Mn2+ + 4H2O
En esta ecuación se añade H2 O y H+ para balancearía. No es preciso tenerlos en cuenta de momento.
Obsérvese que el lado Izquierdo contiene oxigeno pero el lado derecho no. Esto se toma en cuenta
posteriormente al añadir agua
5
El H+ procede de la solución ácida en la cual se efectúa la reacción.
4
Se igualan las cargas añadiendo cinco electrones al lado izquierdo. 6
5e- + 8H++ MnO4 - → Mn2+ + 4H2 O
22+
Ahora tanto los elementos como las cargas se encuentran balanceados por lo que ésta es una
semirreacción de reducción balanceada. El hecho de que aparezcan cinco electrones del lado de
los reactivos de la ecuación es lógico porque se requieren cinco electrones para reducir de MnO 4 (en donde Mn tiene estado de oxidación de +7) a Mn2+ (en donde Mn tiene estado de oxidación
de +2).
Para la reacción de oxidación
Fe2+→Fe3+
los elementos se encuentran balanceados, por lo que sólo hay que balancear la carga.
Fe2+→Fe3+
2+
3+
Se necesita un electrón del lado derecho para tener carga neta 2 + en ambos lados.
Fe2+→ Fe3+ + e2+ 2+
PASO 3
Se iguala el número de electrones que se transfieren en las dos semirreacciones. Como en la
semirreacción de reducción hay transferencia de cinco electrones y en la semirreacción de
oxidación sólo se transfiere un electrón, hay que multiplicar la semirreacción de oxidación por 5.
5Fe2+→5Fe3+ + 5e-
PASO 4
Se suman las semirreacciones
5e- + 8H+ + MnO45Fe2+
5e- + 8H+ + MnO4- + 5Fe2+
→
→
→
Mn2+ + 4H2O
5Fe3+ + 5eMn2+ + 5Fe3+ + 4H2O + 5e-
Obsérvese que los electrones se cancelan (como es lógico) para obtener la ecuación final
balanceada.
5Fe2+(ac) + MnO 4(ac) + 8H+(ac) → 5Fe3+(ac) + Mn2+(ac) + 4H2O(l)
Se indican los estados físicos de reactivos y productos (ac) y (l) en este caso únicamente en la
ecuación final balanceada.
PASO 5
Verificar que los elementos y las cargas estén balanceados
Elementos
Cargas
5Fe, 1Mn, 40, 8H
17+
→
→
5Fe, 1Mn, 40, 8H
17+
La ecuación se encuentra balanceada.
6
Siempre se añaden electrones al lado de la semirreacción con exceso de carga positiva.
Ejemplo 4.2
Balanceo de reacciones de óxido-reducción mediante el método de la semirreacción II
Al arrancar el motor de un automóvil se emplea energía que es aportada por el acumulador del
mismo. En éste se verifica una reacción de óxido reducción entre el plomo metálico y el óxido de
plomo(IV) que da la potencia necesaria para el arranque. La ecuación no balanceada para una
versión simplificada de la reacción es
Pb(s) + PbO2(s) + H+(ac) →Pb2+(ac) + H2O(l)
Balancee esta reacción mediante el método de la semirreacción.
Solución:
PASO 1
Primero se identifican las dos semirreacciones.
Pb→Pb2+
PbO2→Pb2+
En la primera reacción el Pb7 se oxida a Pb2+ , en la segunda reacción se reduce Pb4+ del (PbO2 ) a
Pb2+
PASO 2
A continuación se balancea cada semirreacción por separado
- La semirreacción de oxidación
•
•
Pb →Pb2+
Todos los elementos están balanceados.
La carga a la izquierda es cero y a la derecha es +2, por lo que hay que añadir 2e- a la
derecha para que la carga total sea cero.
Pb→Pb2+ + 2eEsta semirreacción está balanceada.
- La semirreacción de reducción
•
•
PbO2→Pb2+
Todos los elementos están balanceados excepto el O.
El lado izquierdo tiene dos átomos de oxígeno y el lado derecho no, por tanto se añaden 2H2 0
del lado derecho.
PbO2→Pb2+ + 2H2O
•
A continuación se balancea el hidrógeno añadiendo 4H+ a la izquierda.
•
Como el lado izquierdo tiene carga total +4 y el lado derecho tiene carga +2, es necesario
añadir 2e- del lado izquierdo.
4H+ + PbO2→Pb2+ + 2H2O
2e- + 4H+ + PbO2→Pb2+ + 2H2O
La ecuación se encuentra balanceada.
7
Como Pb2+ es el único producto que con tiene plomo debe ser el producto de ambas semirreacciones
PASO 3
Como en cada semirreacción participan 2e- basta con sumar las semirreacciones tal cual.
PASO 4
Pb
→
+
2e + 4H + PbO2 →
2e + 4H+ + Pb + PbO2 →
Pb2+ + 2ePb2+ + 2H2O
2Pb2+ + 2H2O +2e-
Cancelando los electrones se obtiene la ecuación total balanceada.
Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(ac) → 2Pb2+(ac) + 2H2O(1)
En donde también se indican los estados de las sustancias.
PASO 5
Los elementos y las cargas están balanceados.
Elementos
2Pb, 2O, 4H →
2Pb, 2O, 4H
+
Cargas
4
→
4+
La ecuación se encuentra balanceada de manera correcta.
Ejercicio de auto evaluación 4.1
El cobre metálico reacciona con ácido nítrico HNO3 (ac), formando nitrato de cobre(II) acuoso,
agua y monóxido de nitrógeno gaseoso como productos. Escriba y balancee la ecuación de esta
reacción.
5. Electroquímica: introducción
OBJETIVOS: Definir el término electroquímica
Identificar los componentes de una celda electroquímica (galvánica).
La vida moderna sería muy diferente sin las baterías. Sería preciso emplear una palanca para
arrancar los motores, para dar cuerda a los relojes, y comprar extensiones larguísimas con el fin
de poder escuchar la radio al ir de día de campo.
Es un hecho que en la actualidad se depende mucho de las baterías. En la presente sección y en
las siguientes se explicará cómo producen energía eléctrica estos importantes dispositivos.
La batería usa la energía de una reacción de óxido-reducción para producir una corriente
eléctrica. Este campo de conocimientos corresponde a la electroquímica, que estudia el
intercambio de la energía química y eléctrica.
En la electroquímica hay dos tipos de procesos:
1. La producción de una corriente eléctrica a partir de una reacción química (óxido-reducción).
2. El uso de la corriente eléctrica para producir algún cambio químico.
Para comprender de qué manera se emplean las reacciones redox para generar corriente,
considérese la reacción acuosa entre MnO 4 - y Fe2+ que se usó en el ejemplo 4.2 Esta reacción
redox se puede des componer en las siguientes semirreacciones:
8H+ + MnO4- + 5eFe2+
→
→
Mn2+ + 4H2O
Fe3+ + e-
(reducción)
(oxidación)
Cuando se produce en solución la reacción entre MnO 4 - y Fe2+ se transfieren electrones de
manera directa mediante choque de los reactivos. No se obtiene trabajo útil de la energía química
que participa en la reacción. ¿Cómo se puede emplear esta energía?8 Esto se logra separando al
agente oxidante (aceptador de electrones) del agente reductor (donador de electrones) para que
la transferencia de electrones se produzca a través de un alambre. Es decir, para pasar de la
sustancia reductora a la oxidante los electrones deben atravesar el alambre. La corriente que se
produce en éste por el flujo de electrones se hace pasar a través de un dispositivo que puede ser
un motor eléctrico para efectuar trabajo útil.
Considérese por ejemplo el sistema que se ilustra en la figura
5.1. Si el razonamiento anterior es correcto los electrones viajarán
por el alambre desde el Fe2+ a MnO 4 - Sin embargo al construir el
aparato que se muestra no se produce flujo de electrones. ¿Por qué?
El problema es que si los electrones fluyen de derecha a izquierda, el
comportamiento de la izquierda adquiere carga negativa y el
compartimiento de la derecha experimenta acumulación de carga
positiva (Fig. 5.2). Para lograr una separación de cargas de este tipo se requiere energía
considerable. Por este motivo no hay flujo de electrones en estas
condiciones.
Sin embargo este problema se resuelve
con facilidad. Las soluciones deben
estar conectadas de manera que los
iones puedan fluir para que la carga
neta de cada compartimiento sea igual
a cero (Fig. 5.3).
Esto se logra empleando un puente
salino (un tubo en forma de U lleno
de algún electrolito fuerte) o un disco
poroso en un tubo que conecte a las
dos soluciones (figura 5.4). Estos
dispositivos permiten flujo de iones
sin que se mezclen las soluciones. Al
tener en cuenta el flujo de iones se
8
La energía que participa en la reacción química no suele indicarse en la ecuación balanceada. En la reacción
de MnO4 - con Fe2+ se libera energía que puede emplear se para realizar trabajo útil.
completa el circuito.
Los electrones fluyen a través del alambre del agente reductor al oxidante y los iones de ambas
soluciones acuosas fluyen de un compartimiento al otro para mantener una carga neta igual a
cero.
Así, la batería electroquímica, llamada también celda galvánica, es
un dispositivo que funciona mediante una reacción de óxidoreducción en donde la sustancia oxidante está separada de la reductora
de manera que los electrones deben atravesar un alambre de la
sustancia reductora hacia la oxidante (Fig. 5.5).
En una batería el agente reductor pierde electrones (que fluyen a
través del alambre hacia el agente oxidante) y por tanto oxida. El
electro do en donde se verifica la oxidación se llama ánodo. En el
otro electrodo la sustancia oxidante gana electrones y por tanto se
reduce. El electrodo en que se verifica la reducción se llama cátodo.
Se ha visto que las reacciones de óxido-reducción se emplean para
generar corriente eléctrica. De hecho este tipo de reacciones se usa para producir corriente
eléctrica en muchos vehículos espaciales. Una reacción de óxido-reducción que se emplea con
este fin es la del hidrógeno con el oxígeno para formar agua.
Obsérvese que según los cambios de estado de oxidación en esta reacción el hidrógeno se oxida
y el oxígeno se reduce. También se puede efectuar el proceso inverso haciendo que una corriente
pase a través del agua para producir hidrógeno y oxígeno gaseosos.
energía eléctrica
2H2 O(l)
→
2H2 (g) + O2 (g)
Este proceso en el cual se emplea energía eléctrica para producir un cambio químico se
denomina electrólisis.
En el resto del capítulo se explicarán ambos tipos de procesos electroquímicos. En la siguiente
sección se describirán las celdas galvánicas que se conocen como baterías.
6. Baterías
OBJETIVO: Explicar la composición y el funcionamiento de las baterías de uso
común.
En la sección anterior se vio que la celda galvánica es un dispositivo en el cual una reacción de
óxido-reducción genera corriente eléctrica mediante separación de la sustancia oxidante y la
reductora. En la presente sección se considerarán varios tipos específicos de celdas galvánicas y
sus aplicaciones.
El acumulador de plomo
Desde 1915, cuando se empleaba el arrancador manual, el acumulador de plomo ha sido el
principal factor para que el automóvil sea un método práctico de transporte. Este tipo de batería
funciona varios años a temperaturas extremas, desde -34ºC hasta 38ºC, y en el traqueteo
constante de los caminos difíciles. El hecho de que este mismo tipo de acumulador se haya usado
durante tantos años a pesar de todos los cambios científicos y tecnológicos, es un testimonio de
lo bien que desempeña su función.
En el acumulador de plomo9 la sustancia reductora es el plomo metálico, Pb, y la sustancia
oxidante el óxido de plomo(IV), PbO2 . Se consideró una versión simplificada de esta reacción en
el ejemplo 6.6. En el acumulador de plomo de la actualidad el ácido sulfúrico, H2S04, aporta los
iones H+ necesarios para la reacción; también aporta iones SO4 2- que reaccionan con Pb2+ para
formar PbSO4 sólido.
En la figura 6.1 se muestra un esquema de una celda del acumulador
de plomo.En esta celda el ánodo es plomo metálico, el cual se oxida.
En la re acción de la celda los átomos de plomo pierden dos
electrones para formar Pb2+ que se combina con los iones SO42presentes en la solución formando PbSO4 sólido.
El cátodo de esta batería tiene óxido de plomo(IV) que recubre
rejillas de plomo. Los átomos de plomo en el estado de oxidación +4
de PbO2 aceptan dos electrones cada uno (se reducen) y forman
iones Pb2+ que también dan lugar a PbSO4 sólido.
En la celda el ánodo y el cátodo se encuentran separados (por lo que
los electrones deben viajar a través de un alambre externo) y están
cubiertos con ácido sulfúrico. Las semirreacciones que se producen
en ambos electrodos y la reacción total de la celda se dan a continuación.
Reacción en el ánodo
Pb + H2 SO4
→PbSO4 + 2H+ + 2e- (oxidación)
Reacción en el cátodo
PbO2 + H2 SO4 + 2e- + 2H+ →PbSO4 + 2H2 0
(reducción)
Reacción total
Pb(s) + PbO2(s) + 2H2S04(ac)
→2PbSO4 (s) + 2H2 O(l)
La tendencia de los electrones a fluir del ánodo al cátodo en la batería depende de la capacidad
del agente reductor para liberar electrones y la capacidad del agente oxidante para capturarlos. Si
la batería está formada por una sustancia reductora que libera electrones con facilidad y una
sustancia oxidante con alta afinidad electrónica, los electrones viajan a través del alambre
conector con gran fuerza y proporcionan considerable energía eléctrica. Es conveniente pensar
en la analogía del flujo de agua a través de una tubería; mientras mayor es la presión del agua,
más vigoroso es el flujo. La "presión" sobre los electrones al fluir de un electrodo a otro en la
batería se conoce como el potencial de la misma y se mide en voltios. Por ejemplo, cada
acumulador de plomo produce cerca de 2 voltios de potencial. En un acumulador de automóvil
real, se conectan seis celdas de este tipo para producir un potencial aproximado de 12 voltios.
9
Hay que tener presente que la sustancia oxidante acepta electrones y la sustancia reductora los aporta
Celdas secas
Las calculadores, relojes electrónicos, radios portátiles y toca cintas
que se emplean en la actualidad funcionan gracias a pequeñas y
eficientes baterías llamadas celdas secas. Se llaman así porque no
contienen un electrolito líquido. La batería seca fue inventada hace
más de 100 años por George Leclanchó (1839-1882), un químico
francés.
En su versión ácida, la batería seca contiene un recubrimiento
interno de zinc que funciona como ánodo y una varilla de carbono
(grafito) en contacto con una pasta húmeda de MnO 2 sólido, NH4 Cl
sólido y carbón, que funciona como cátodo (figura 6.2). Las
semirreacciones de las celdas son complejas pero aproximadamente se describen así:
Rxn. en el ánodo
Zn → Zn2+ + 2e(oxidación)
+
Rxn. en el cátodo
2NH4 + 2MnO2 + 2e→ Mn2O3 + 2NH3 + H2O
(reducción)
Esta celda produce un potencial cercano a 1.5 voltios.
En la versión alcalina de la celda seca el NH4 Cl se sustituye por KOH o NaOH. En este caso
las semirreacciones que se efectúan son:
Rxn. en el ánodo
Rxn. en el cátodo
Zn + 2OH2MnO2 + H2O + 2e-
→
→
ZnO(s) + H2O + 2e- (oxidación)
Mn2O3 + 2OH(reducción)
Las celdas secas alcalinas duran más principalmente porque el
ánodo de cinc se corroe más lentamente en condiciones básicas
que en condiciones ácidas.
Otros tipos de baterías secas son la celda de plata que tiene un
ánodo de Zn y un cátodo de Ag2 O, que es el agente oxidante, en
un medio básico. Las celdas de mercurio que suelen emplearse
en las calculadoras tienen ánodo de Zn y cátodo con HgO como
sustancia oxidante en un medio básico (figura 6.3).
Un tipo especialmente importante es la batería de níquel y
cadmio en la cual las reacciones de los electrodos son:
Rxn. en ánodo
Cd + 2OH- →
Cd(OH)2 + 2e(oxidación)
Rxn. en cátodo
NiO 2 + 2H2O + 2e →
Ni(OH)2 + 2OH (reducción)
En esta celda, al igual que en el acumulador de plomo, los productos se adhieren a los electrodos.
Por tanto las baterías de níquel y cadmio pueden recargarse un número indefinido de veces ya
que los productos se convierten nuevamente a reactivos mediante una fuente externa de
7. Corrosión
OBJETIVO: Explicar la naturaleza electroquímica de la corrosión y describir formas
para evitarla.
La mayoría de los metales en la naturaleza se encuentran en compuestos con no metales como
oxigeno y azufre. Por ejemplo el hierro se obtiene del mineral de hierro (que contiene Fe2 O3 y
otros óxidos de hierro).
La corrosión es el proceso que permite a los metales regresar a su estado original, es
decir a los minerales de los cuales se originaron. En la corrosión el metal se oxida. Como el
metal corroído suele perder su fuerza y atractivo este proceso provoca grandes pérdidas
económicas. Por ejemplo, cerca de la quinta parte del acero y el hierro que se producen
anualmente se emplean para sustituir metal oxidado.
Como la mayoría de los metales reaccionan10 con O2 sería de esperarse que se corroyesen
con tal rapidez en contacto con la atmósfera, que fuese imposible emplearlos para fines prácticos.
Por tanto resulta sorprendente que el problema de la corrosión no evite prácticamente todo uso
de metales en contacto con la atmósfera. Esto se debe en parte a que la mayoría de ellos
desarrollan una delgada capa de óxido que protege a los átomos internos contra la oxidación. El
mejor ejemplo de este caso es el aluminio, que pierde con facilidad electrones, por lo que se
oxida fácilmente frente a O2 . Si es así ¿cómo puede emplearse para fabricar aeroplanos, marcos
de bicicletas, etc.? El aluminio es un mate rial estructural de gran valor porque forma una capa
adherente delgada de óxido de aluminio, Al2 O3 , que inhibe la corrosión posterior. Así se protege
a sí mismo con una resistente capa de óxido. Muchos otros me tales como cromo, níquel y
estaño, siguen el mismo proceso.
El hierro también forma un recubrimiento de óxido protector. Sin embargo, éste no es
muy eficaz contra la corrosión porque se desprende con facilidad y expone nueva superficie
metálica a la oxidación. En condiciones atmosféricas normales el cobre forma una capa externa
de sulfato de cobre color verdoso que se llama pátina. La plata al oxidarse forma sulfuro de
plata, Ag2 S, que en capas delgadas da a la superficie de la misma una apariencia más rica. El oro
no se corroe de manera apreciable en contacto con el aire.
La prevención de la corrosión es un método importante para conservar los recursos
naturales de metales y energía. El principal medio de protección es la aplicación de un
recubrimiento, que suele ser pintura o plateado con algún metal, para proteger al metal en el
interior del oxígeno y la humedad. El cromo y el estaño se emplean con frecuencia para platear el
acero porque se oxidan formando un recubrimiento durable y eficaz.
Las aleaciones11 también impiden la corrosión. El acero inoxidable contiene cromo y
níquel, que forman recubrimientos de óxidos que lo protegen.
La protección catódica es el método más empleado para proteger el acero en tanques de
combustible y tuberías que se encuentran bajo tierra. Es un metal que aporta electrones con
mayor facilidad que el hierro, como el magnesio, se conecta mediante un alambre a la tubería o
tanque que se va a proteger (Fig. 7.9). Como el magnesio es un agente reductor mejor que el
10
11
Algunos metales como cobre, oro, plata y platino se oxidan con dificultad. Suelen llamarse metales nobles
Una aleación es una mezcla de elementos con propiedades metálicas
hierro, los electrones fluyen a través del alambre del magnesio a la tubería de hierro. Así, el
magnesio, y no el hierro, aporta los electrones por lo cual este último no se oxida. Al producirse
la oxidación del magnesio éste se disuelve, por lo cual hay que sustituirlo en forma periódica.
8. Electrólisis
OBJETIVO: Describir el proceso de la electrólisis y la preparación comercial de
aluminio.
Las baterías "se agotan" porque las sustancias que las constituyen al aportar y recibir electrones
(producen el flujo de electrones) se consumen. Por ejemplo en el acumulador de plomo, se
consume PbO2 y Pb para formar PbSO4 al funcionar la batería.
PbO2(s) + Pb(s) + 2H2SO4(ac)→2PbSO4(s) + 2H2O(l)
Sin embargo una de las características más útiles del acumulador de plomo es que se puede
recargar. Al forzar corriente a través de la batería en dirección opuesta la normal, se invierte la
reacción de óxido-reducción. Es decir, se consume PbSO4 y se forma PbO2 y Pb en el proceso
de carga. Esta carga se efectúa en forma continua mediante el alternador del automóvil, que
recibe potencia del motor.
En el proceso de electrólisis se obliga a una corriente a pasar a través de una celda para
producir un cambio químico que no se produciría de otra manera.
Un ejemplo importante de este tipo de proceso es la electrólisis 12 del agua. El agua es una
sustancia muy estable que se descompone en sus elementos mediante corriente eléctrica (Fig.
8.10).
Corriente eléctrica
2H2 O(l)
→
2H2 (g) + O2 (g)
forzada
La electrólisis del agua para producir hidrógeno y oxigeno se verifica al hacer pasar una
corriente a través de una solución acuosa. Así, al cargar un acumulador de plomo o "pasarle
carga" se producen mezclas potencialmente explosivas de H2 y O2 debido al flujo de corriente a
través de la solución en la batería. Por eso es muy importante no producir una chispa cerca de
ella al efectuar este proceso.
Otra aplicación importante de la electrólisis es la obtención de metales a partir de sus
minerales. El metal que se produce en mayor cantidad por electrólisis es el aluminio.
El aluminio es uno de los elementos más abundantes en la Tierra y ocupa el tercer lugar
después del oxigeno y el silicio. Por ser tan reactivo se encuentra en forma de óxido en el
mineral bauxita (cuyo nombre proviene de Les Baux, Francia, en donde fue descubierto en
1821). La producción de aluminio metálico a partir de sus minerales es más difícil que la
obtención de otros metales. En 1782 Lavoisier, el pionero químico francés, reconoció el aluminio
como un metal "cuya afinidad con el oxígeno es tan fuerte que no puede ser superado por
12
En una celda electrolítica se emplea energía para producir un cambio químico que no se produciría de otro
modo
ninguna sustancia reductora conocida". Como resultado, le fue imposible obtener aluminio
metálico puro. Por último en 1854 se encontró un proceso para obtener aluminio metálico puro
empleando sodio, pero el aluminio siguió sien do muy escaso. De hecho, se dice que Napoleón
III servia los alimentos a sus huéspedes más distinguidos con tenedores y cucharas de aluminio,
mientras que empleaba utensilios de oro y plata para los de menor importancia.
En 1886, Charles M. Hall en Estados Unidos y Paul Heroult en Francia descubrieron de
manera casi simultánea un proceso electrolítico práctico para la obtención de aluminio (Fig. 18.
11) que hizo posible disponer de este metal para diversas aplicaciones. En la tabla 18.2 se
muestra el drástico descenso' del precio del aluminio tras este descubrimiento. El efecto del
proceso de electrólisis es transformar los iones Al3+ en átomos de Al neutros que forman
aluminio metálico. El aluminio que se obtiene en el proceso electrolítico tiene 99.5% de pureza.
Para emplearlo como material estructural se hacen aleaciones con metales como zinc (para
construcción de trailers y aeronaves) y manganeso (para utensilios de cocina, tanques de
almacenamiento y señales de carretera). (La producción de aluminio consume cerca del 4.5% de
la electricidad que se emplea en Estados Unidos.)
Repaso del capítulo
Términos importantes
reacciones de óxido-reducción corrosión
electroquímica
oxidación
reducción
estados de oxidación
agente oxidante
agente reductor
Batería electroquímica
ánodo
cátodo
electrólisis
protección catódica
celda seca
semirreacciones
acumulador de plomo
Resumen
1. En las reacciones de óxido-reducción hay transferencia de electrones. El estado de
oxidación permite determinar lo que ocurre con los electrones en reacciones de este
tipo. Para asignar los estados de oxidación se sigue una serie de reglas.
2. La oxidación es un aumento del estado de oxidación (pérdida de electrones); la
reducción es una disminución del estado de oxidación (ganancia de electrones). Un
agente oxidante acepta electrones y el agente reductor dona electrones. La oxidación
y la reducción siempre se efectúan de manera simultánea.
3. Las ecuaciones de óxido-reducción se balancean por el método de inspección o por el
de la semirreacción. Este último consiste en dividir la reacción en dos partes (la
semirreacción de oxidación y la semirreacción de reducción).
4. La electroquímica estudia el intercambio de energía química y eléctrica que se
produce a través de reacciones de óxido-reducción.
5. Cuando se efectúa una reacción de óxido-reducción con los reactivos en la misma
solución, los electrones se transfieren de manera di recta, lo cual no permite obtener
trabajo útil. Sin embargo al separar la sustancia oxidante de la reductora de manera
que los electrones tengan que pasar a través de un alambre de una a la otra, la
energía química se transforma en energía eléctrica. El proceso opuesto en el cual la
energía eléctrica se emplea para producir cambios químicos se denomina
electrólisis.
6. Una celda galvánica (electroquímica) es un dispositivo en el cual la energía química
se transforma a energía eléctrica útil. En el ánodo de la celda se produce una
oxidación y en el cátodo una reducción.
7. Una batería es una celda o grupo de celdas galvánicas que sirve como fuente de
corriente eléctrica. El acumulador de plomo tiene un ánodo de plomo y un cátodo de
plomo recubierto con PbO2 , inmersos ambos en una solución de ácido sulfúrico. Las
celdas secas no usan electrólitos líquidos sino que contienen una pasta húmeda.
8. La corrosión es la oxidación de metales para formar óxidos y sulfuros. Algunos
metales como el aluminio forman un recubrimiento protector delgado de óxido en su
superficie que evita que la corrosión continúe. La corrosión del hierro se evita
mediante recubrimientos (como pintura), mediante aleaciones y por protección
catódica.
Preguntas y problemas
1.¿Cómo se llaman las reacciones en que hay
transferencia de electrones? Dé dos ejemplos de
reacciones de este tipo.
2. Defina oxidación y reducción. Escriba una ecua ción
en la que se indique que un átomo se oxida y otra en la
que se indique que un átomo se reduce.
3. En cada una de las siguientes reacciones de óxidoreducción de metales con no metales, identifique el
elemento que se oxida y el que se reduce.
a. 2Mg(s) + O2 (g)→2MgO(s)
b. Mg(s)+Cu(NO3 )2 (ac)→Mg(NO3 )2 (ac) + Cu(s)
c. 2Fe(s) + 3Br2 (l)→2FeBr3 (s)
d. 2Na(s) + Cl2 (g)→ 2NaCl(s)
4. En cada una de las siguientes reacciones de óxidoreducción de metales con no metales identifique qué
elemento se oxida y el que se reduce.
a. 4Na(s) + O2 (g) →2Na2 O(s)
b. Fe(s) + H2 SO4 (ac)→FeSO4 (ac) + H2 (g)
c. 2Al2 O3 (s)→4Al(s) + 3O2 (g)
d. 3Mg(s) + N2 (g)→Mg3 N2 (s)
5 En cada una de las siguientes reacciones de óxidoreducción de metales con no metales identifique el
elemento que se oxida y el que se reduce.
a. 2Na(s) + I2 (s) →2NaI(s)
b. 2Co(s) + 3Cl2 (g)→ 2CoCl3 (s)
c. 2Ba(s) + O2 (g) →2BaO(s)
d. 2Fe(s) + 3S(s) →Fe2S3(s)
6. En cada una de las siguientes reacciones de óxidoreducción de metales con no metales identifique el
elemento que se oxida y el que se reduce.
a. 3Zn(s) + N2 (g)→Zn3 N2 (s)
b. Co(s) + S(s)→CoS(s)
c. 4K(s) + O2 (g)→2K2 O(s)
d. 4Ag(s) + O2 (g)→2Ag2 O(s)
7. ¿Qué es el estado de oxidación? ¿Para qué sirve este
concepto?
8. Indique el estado de oxidación de los átomos en un
elemento puro. Diga si éste depende de que el elemento
forme moléculas diatómicas (O2 , N2 ) o moléculas de
mayor tamaño (P4 , S8 ).
9. Explique por qué aunque el agua no es un compuesto
iónico, se puede asignar al oxígeno un estado de
oxidación de -2 en ella. Dé un ejemplo de compuesto en
el cual el oxígeno no tenga el estado de oxidación de -2.
10. ¿Por qué se asigna al flúor el estado de oxidación de
-1? ¿Qué número de oxidación suele asignarse a los
otros halógenos cuando forman compuestos? En un
compuesto interhalogenado de flúor (como ClF) ¿qué
átomo tiene el estado de oxidación negativo?
11. En el amoniaco se asigna al nitrógeno el estado de
oxidación -3. En el trifluoruro de nitrógeno, NF3 , se
asigna al nitrógeno el estado de oxidación +3. ¿Por qué
presenta esta diferencia el nitrógeno?
12. ¿Por qué la suma de todos los estados de oxidación
de los átomos de una molécula debe ser igual a cero?
¿Cuál debe ser la suma de los estados de oxidación de
un ion?
13. Asigne estados de oxidación a todos los átomos de
cada una de las siguientes sustancias.
a. Cl2
b. BaO
c. CH4
d. HCl
14. Asigne estados de oxidación a todos los átomos de
cada una de las siguientes sustancias.
a. NH3
b. CO2
c. CO
d. NF3
15. Asigne estados de oxidación a todos los átomos de
cada una de las siguientes sustancias.
a. O2
b. FeCl3
c. O3
d. FeCl2
16. Asigne estados de oxidación a todos los átomos de
cada una de las siguientes sustancias.
a. C2 H4
b. C2 H6
c. C2 H2
d. C2 H6 O
17. Asigne estados de oxidación a todos los átomos de
cada una de las siguientes sustancias.
a. NO3 - c. NO2
b. NH4 + d. N2 O4
18. Asigne estados de oxidación a todos los átomos de
cada una de las siguientes sustancias.
a. SO2 c. H2 S
b. SO3 d. H2 SO4
19. Asigne estados de oxidación a todos los átomos de
cada una de las siguientes sustancias.
20. Asigne estados de oxidación a todos los átomos de
cada una de las siguientes sustancias.
a. MnO4 c. MnO2
a. CrCl3
b. MnCl2 d. Ca(MnO4 )2
b. K2 CrO4 d. Cr(C2 H3 O2 )2
21 Asigne estados de oxidación a todos los átomos de
cada uno de los siguientes iones.
a. SO4 2- c. SO3 2b. CO3 2- d. HCO3 -
c. K2 Cr2 O7
22. Asigne estados de oxidación a todos los átomos de
cada uno de los siguientes iones.
a. BiO+ c. NO2 b. PO4 3- d. Hg2 +2
23. La oxidación se define como una pérdida de
electrones o un aumento del estado de oxidación.
Explique por qué ambas definiciones significan lo
mismo y dé un ejemplo para aclarar la explicación.
24. La reducción se define como ganancia de electrones
o disminución del estado de oxidación. Explique por qué
las dos definiciones significan lo mismo y dé un ejemplo
para aclarar la explicación
25. ¿Qué es un agente oxidante? ¿Qué es un agente
reductor?
26. Un agente oxidante ¿se oxida o se reduce al
reaccionar? Un agente reductor ¿se oxida o se reduce al
reaccionar?
27. Un agente oxidante ¿dona o acepta electrones?
Un agente reductor ¿dona o acepta electrones?
28. ¿Aumenta o disminuye el estado de oxidación de un
agente oxidante cuando actúa sobre otros átomos?
¿Aumenta o disminuye el estado de oxidación de un
agente reductor cuando actúa sobre otros átomos?
29 En cada una de las siguientes reacciones identifique
el elemento que se oxida y el que se reduce asignándoles
estados de oxidación.
a. N2 (g) + 3H2 (g)→2NH3 (g)
b. 2K(s) + 2H2 O(l)→2KOH(ac) + H2 (g)
c. N2 (g) + 2O2 (g)→2NO2 (g)
d. 2P(s) + 3Cl2 (g)→2PCl3 (l)
30. En cada una de las siguientes reacciones identifique
el elemento que se oxida y el que se reduce asignándoles
estados de oxidación.
a. C(s) + O2 (g)→CO2 (g)
b. 2CO(g) + O2 (g)→2CO2 (g)
c. CH4 (g) + 2O2 (g)→CO2 (g) + 2H2 O(g)
d. C2 H2 (g) + 2H2 (g)→C2 H6 (g)
31. En cada una de las siguientes reacciones identifique
el elemento que se oxida y el que se reduce asignándoles
estados de oxidación
a. 4NH3 (g) + 7O2 (g)→4NO2 (g) + 6H2 O(l)
b. 2B(s) + 3H2 (g)→B2 H6 (g)
c. Xe(g) + 2F2 (g)→XeF4 (s)
d. Cl2 (g) + F2 (g)→2ClF(g)
32. En cada una de las siguientes reacciones identifique
el elemento que se oxida y el que se reduce
asignándoles estados de oxidación.
a. 2B2 O3 (s) + 6Cl2 (g)→4BCl3 (l) + 3O2 (g)
b. GeH4 (g) + O2 (g)→Ge(s) + 2H2 O(g)
c. C2 H4 (g) + Cl2(g)→C2 H4 Cl2 (l)
d. O2 (g)+ 2F2 (g)→2OF2 (g)
33. En la fotografía común, la porción de la película
sensible a la luz es un delgado recubrimiento de haluro
de plata (por lo general bromuro de plata); al exponer la
película a la luz se produce la siguiente reacción:
34. Los minerales de hierro que por lo general son
óxidos, se convierten al metal puro por reacción
en altos hornos con carbón (coque). El carbón reacciona primero con el aire para formar monóxido de
carbono que, a su vez, reacciona con los
óxidos de hierro como sigue:
Fe2 O3 (s) + 3CO0(g)→2Fe(l) + 3CO2 (g)
Identifique los átomos que se oxidan y se reducen y
especifique cuáles son las sustancias oxidantes y
reductoras.
2AgBr(s)→2Ag(s) + Br2 (g)
identifique el metal que se reduce y el que se oxida.