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Reacciones de
Oxidación y
reducción
Unidad 3
Introducción

Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu
cuerpo relacionado con los procesos REDOX.
Reducción del CO2
Oxidación de
combustibles
Oxidación de metales
Oxidación de nutrientes
Alcance y Campo de Aplicación

La disciplina que estudia las leyes de que rigen
los procesos redox y su relación con la
producción de electricidad se llama
electroquímica.
Reacciones Ácido base v/s
reacciones REDOX
Ácido - base
Óxido - reducción
Se producen debido a la
transferencia
de
protones (H+) desde una
sustancia ácida a una
básica.
Se deben principalmente
a la transferencia
de
electrones (e-) entre una
especie química a otra,
en forma simultánea.
Concepto de oxidación y reducción
Oxidación:
• Un átomo o ion se oxida
• Aumenta su estado de oxidación
• Cede o pierde electrones
Agente Reductor: Es la especie química que se
oxida, es decir, la que cede electrones.
Reducción:
• Un
átomo o ion se reduce
• Disminuye su estado de oxidación
• Gana o acepta electrones
Agente Oxidante: Es la especie química que se
reduce, es decir, la que acepta electrones.
Observaciones

En los procesos de óxido reducción, la
transferencia de electrones ocurre siempre
desde un agente reductor a un agente oxidante.
Esquematizando los conceptos

Semireacción de oxidación

Semireacción de reducción
Ejercicios

Identificar: Oxidación, reducción, agente oxidante y
agente reductor.
Al3+ + 3e-
1. Al
2. Ca2+
+ 2e-
Mg2+ + 2e-
3. Mg
4. Na+
5. 2H+
+ 1e+ 2e-
6. 2I 7. Cl2
Ca
Na
H2
I2 + 2e+ 2e-
2Cl-
Estado o número de oxidación



Se define como la carga
asignada a cada átomo que
forma de un compuesto.
Indica la cantidad de
electrones
que
podría
ganar, perder o compartir
en la formación de un
compuesto.
Para determinar el estado
de oxidación se debe
seguir las siguientes
reglas.
Reglas para determinar Estado
de oxidación
1. El estado de oxidación de cualquier átomo
en estado libre, es decir, no combinado, y
moléculas biatómicas es CERO.
Elementos no
combinados
Moléculas
biatómicas
Cu, Al, Ar, Ag
H2, O2, Cl2,
Br2
Reglas para determinar Estado
de oxidación
2. El estado de oxidación del hidrógeno es
+1, excepto en el caso de los hidruros
(MHv), donde es -1.
Ácidos
H2SO4
+1
Hidruros
NaH
-1
Reglas para determinar Estado
de oxidación

El estado de oxidación del oxígeno en la
mayoría de los compuestos es -2, excepto
en los peróxidos (M2O2v) donde es -1 y
cuando se encuentra unido con el fluor,
donde actúa con estado de oxidación +2.
Peróxidos
Con Fluor
Na2O2
F2 O
-1
+2
Reglas para determinar Estado
de oxidación


En los iones simples, cationes (+) y
aniones (-), el estado de oxidación es
igual a la carga del ion.
Ejemplos:
Cationes
Aniones
Cu2+ = +2
Cl- = -1
Na+ = +1
S2- = -2
Reglas para determinar Estado
de oxidación


En los iones poliatómicos, la suma de
los estados de oxidación de todos los
átomos debe ser igual a la carga del ion.
Ejemplo: SO42Nº at. Est. Ox.
S=
1
•
O=
4
•
X = X
-2
= -8
-2
X=6
Reglas para determinar Estado
de oxidación


En las moléculas neutras, los estados de
oxidación de todos los átomos deben sumar
CERO.
Ejemplo: H2SO4
Nº at. Est. Ox.
H=
2
•
+1 = +2
S=
1
•
X = X
O=
4
•
-2
= -8
0
X=6
Determinación del Estado de
Oxidación


A través de una ecuación matemática.
Ejemplo: Calcular el estado de
oxidación del nitrógeno en el HNO3
H N O3
1 (+1) + 1 • X + 3 (-2) = 0
X = +5
Ejercicios
Determine el estado de oxidación de:
 P en el H3PO3
 N en el NH2OH
 S en el H2SO3
 Cl en el KClO3
 S en el Na2S
 Cr en el Cr2O72 Mn en el MnO42-
Balance de ecuaciones REDOX
por el método del ion electrón
1. Identificar la semireacción de oxidación y
reducción. Para ello se debe asignar los estados
de oxidación a cada especie participante de la
reacción, para verificar la transferencia de
electrones.
+1 +5 -6
+1 +5 -6
I2 + HNO3
(Molecular)
HIO3
I2 + H+NO3(Iónica)
H+lO3-
0
+2 -2
+
+
NO
NO
+2
+
-2
H 2O
+
H 2O
Balance de ecuaciones REDOX
por el método del ion electrón
2. Se escribe por separado el esqueleto de las
ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y
el agente reductor.
I2
lO3-
Oxidación
NO3-
NO
Reducción
Agente
Reductor
Agente
Oxidante
Balance de ecuaciones REDOX
por el método del ion electrón

Se balancea por tanteo (inspección) los átomos
distintos de H y O :
I2
2lO3-
NO3-
NO
Balance de ecuaciones REDOX
por el método del ion electrón

Se igualan los átomos de oxígenos agregando
moléculas de H2O para balancear los oxígenos:
I2
NO3-
+ 6H2O
2lO3NO + 2H2O
Balance de ecuaciones REDOX
por el método del ion electrón

Igualar los átomos de hidrógenos, agregando iones
hidrógeno H+ donde falte éste.
I2
+ 6H2O
4H+ + NO3-
2lO3- +
12H+
NO + 2H2O
Balance de ecuaciones REDOX
por el método del ion electrón

Igualar las semirreacciones eléctricamente. Para
ello, se debe contar la carga total en ambos lados de
cada ecuación parcial y agregar electrones e- en el
miembro deficiente en carga negativa (-) o que
tenga exceso de carga positiva (+).
0
I2
+ 6H2O
+4 -1 = + 3
3e- + 4H+ + NO3-
-2
+12 = +10
2lO3- + 12H+ + 10e0
NO + 2H2O
Observaciones



Estos pasos aquí son comunes para reacciones en
medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos).
Si la reacción está en medio básico o alcalino
después de haber colocado los e- se debe:
“agregar a cada miembro de las ecuaciones
parciales tantos OH- como H+ haya. Combinar los
H+ y OH- para formar H2O y anular el agua que
aparezca duplicado en ambos miembros”.
Nota: En esta ecuación no se realiza porque no
tiene OH-, es decir, no está en medio básico (está en
medio ácido, HNO3).
Balance de ecuaciones REDOX
por el método del ion electrón

I2
Igualar el número de e- perdidos por el agente
reductor, con los e- ganados por el agente oxidante,
multiplicando las ecuaciones parciales por los
número mínimos necesario para esto.
+ 6H2O
3e- + 4H+ + NO3-
2lO3- + 12H+ + 10eNO + 2H2O
x3
x10
Balance de ecuaciones REDOX
por el método del ion electrón
I2
+ 6H2O
2lO3- + 12H+ + 10e-
3e- + 4H+ + NO3-
3I2
+ 18H2O
NO + 2H2O
x3
x10
6lO3- + 36H+ + 30e-
30e- + 40H+ + 10NO3-
10NO + 20H2O
Balance de ecuaciones REDOX
por el método del ion electrón

3I2
Sume las dos semireacciones reduciendo términos
semejantes, es decir, cancelando cualquier cantidad
de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados,
con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente
balanceada.
+ 18H2O
6lO3- + 36H+ + 30e-
30e- + 40H+ + 10NO33I2 + 10NO3- + 4H+
10NO + 20H2O
6IO3- + 10NO + 2H2O
Balance de ecuaciones REDOX
por el método del ion electrón

Si la ecuación fue dada originalmente en forma
iónica, ésta es la respuesta del problema.
3I2 + 10NO3- + 4H+
6IO3- + 10NO + 2H2O
• Si la ecuación fue dada originalmente en forma
molecular; se trasladan estos coeficientes a la
ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de
la ecuación.
3I2 + 10HNO3
6HIO3 + 10NO + 2H2O