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Los procesos de
oxidación-reducción
Alberto Rojas Hernández
Química Analítica II
Trimestre 2013-I
El concepto de
número, grado o
estado de oxidación.
Estados de oxidación
El estado de oxidación es un número (generalmente entero)
positivo o negativo, que establece en forma convenida la cantidad
de electrones donada o recibida en el átomo, tomando como
referencia un átomo aislado y eléctricamente neutro. Entre otras
cosas se define para contar indirectamente el número de electrones
que intercambia un par redox.
En la actualidad es frecuente representar el estado de oxidación
entre paréntesis con números romanos, encima del átomo en
cuestión en una fórmula o al final de la misma.
Ejemplo:
(VI+) (II-)
2
Cr2O7
En el ion dicromato, el estado de
oxidación de cada uno de los átomos de
Cr es VI+, en tanto que para cada átomo
de O es II-.
Convenio para la determinación directa de estados de oxidación
1. En los átomos aislados y neutros el estado de oxidación es cero (0).
Es por ello que generalmente en sustancias en estado elemental los
átomos están también en estado de oxidación igual a 0.
Ejemplos: En un gas formado por átomos de helio todos los átomos
de He se encuentran en estado de oxidación 0; así como en un trozo
de plata metálica, todos los átomos de Ag también están en ese estado
de oxidación.
2. En los iones monoatómicos la carga del ion corresponde con el estado
de oxidación del átomo.
Ejemplos: en el ion Cl- el átomo de cloro está en estado de oxidación
I-, en tanto que en el Fe3+ el átomo de hierro se encuentra en estado de
oxidación III+.
Convenio para la determinación directa de estados de oxidación
3. En moléculas y iones poliatómicos, los átomos de cada elemento
tienen un estado de oxidación proveniente de una asignación de los
electrones del enlace de acuerdo a la electronegatividad: los
electrones del enlace se asignan al átomo del elemento más
electronegativo; o en forma equitativa si los átomos involucrados en
el enlace tienen igual electronegatividad.
La electronegatividad es una propiedad que se asocia a los átomos
que establece su tendencia para “atraer” electrones. La escala más
famosa y utilizada aún en la actualidad fue propuesta por Linus
Pauling.
En este caso también son útiles las estructuras de Lewis.
Gilbert Newton Lewis
Científico estadounidense (1875–1946)
que desarrolló una teoría basada en el
número de electrones de la “capa de
valencia”, conocida como “teoría del
octeto”. Dicha teoría también se relaciona
con la estructura de las moléculas, por lo
que también propone las llamadas
“estructuras de Lewis”.
http://www.chemheritage.org/classroom/chemach/chemsynthesis/lewis-langmuir.html
Linus Pauling
Químico estadounidense (1901-1994)
que comenzó la aplicación de la
mecánica cuántica en la química, y
realizó grandes avances en el campo de
la biología molecular. Explicó cómo se
combinan los átomos para formar
moléculas, así como la naturaleza de los
enlaces químicos. También inventó el
concepto de electronegatividad, y
resolvió el misterio que hay tras de la
enfermedad de anemia drepanocítica.
http://www.windows.ucar.edu/tour/link=/people/today/pauling.sp.html&edu=high&fr=t
Determinación directa de estados de oxidación. Ejemplos.
Ejemplo 1:
En la molécula de Br2, cada átomo de Br tiene estado de oxidación 0.
(El átomo de Br aislado,
xx
**
x
x Br Br *
eléctricamente neutro,
x xx * *
**
tiene 7 electrones en la
Electronegatividades:
2.8 = 2.8
capa de valencia.)
Ejemplo 2:
En la molécula de HBr al átomo de H se le asigna un estado de
oxidación de I+, en tanto que al de Br se le asigna el estado de
oxidación I-.
(El átomo de H aislado,
**
H x* Br ** eléctricamente neutro,
**
tiene 1 electrón en la
Electronegatividades:
2.1 < 2.8 capa de valencia.)
Convenio para la determinación indirecta de estados de oxidación
I. El estado de oxidación de átomos de hidrógeno en los compuestos,
salvo en el caso de los hidruros metálicos, es I+.
II. El estado de oxidación de átomos de oxígeno en los compuestos
generalmente es II-. Pero en el grupo peróxido a los dos átomos de
O se les asigna el estado de oxidación I-. También causan excepción
los superóxidos y los hiperóxidos.
III. El estado de oxidación de los átomos de los elementos alcalinos en
sus compuestos es I+, en tanto que el de los alcalinotérreos es II+.
IV. Así es que en compuestos que tengan los elementos de los puntos
anteriores, el estado de oxidación de los demás elementos se puede
deducir del hecho que la suma de los estados de oxidación de todos
los átomos debe ser igual a la carga de la molécula del compuesto
bajo estudio.
Determinación indirecta de estados de oxidación. Ejemplo.
Estados de oxidación de los átomos de la molécula de CaMnO4.
(II+) (Y) (II-)
CaMnO4
Como la especie es un electrolito neutro, además de que cada
átomo de O tiene estado de oxidación –2 y el átomo de Ca tiene
estado de oxidación +2, se puede escribir la ecuación:
(+2) + (Y) + (4)(-2) = (+2) + (Y) + (-8) = 0
entonces
Y = (+8) + (-2) = +6
Por lo tanto, en el CaMnO4, el estado de oxidación del Mn es VI+.
El nombre del compuesto CaMnO4 es manganato de calcio (II).
Evidencia de diferentes especies de un mismo elemento
Las diferentes especies del manganeso tienen un color o un estado de agregación diferente,
según su estado de oxidación.
Nombre
manganeso
manganeso
dióxido
permanganato
manganato
de la especie
(II)
(0)
de manganeso
Nombre
oxidante
genérico
Fórmula de
MnO
4
la especie
Papel en el receptor
esquema
de e-
anfolitos redox
MnO42-
MnO2(s)
reductor
Mn2+
donadores o receptores de e-
Color magenta
verde
café
rosa pálido
Estado de
VI+
IV+
II+
oxidación VII+
se transforman recibiendo electrones de otra especie
Al reaccionar
Mn(s)
donador
de e-
grisáceo
0
química o
electroquímicamente
se transforman donando electrones a otra especie
Alberto Rojas Hernández
e-mail: [email protected]
web: http://quimica.izt.uam.mx/Docencia/