Download Ajuste redox

CONCEPTOS FUNDAMENTALES EN LAS REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE
ELECTRONES
1.
DEFINICIONES.
OXIDANTE :
Elemento que gana electrones
REDUCTOR:
Elemento que pierde electrones
SUSTANCIA OXIDANTE:
Aquella en la que uno de los elementos constituyentes actúa como tal
SUSTANCIA REDUCTORA: Aquella en la que uno de los elementos constituyentes actúa como tal
OXIDACIÓN:
Pérdida de electrones
REDUCCIÓN:
Ganancia de electrones
CONCLUSIONES:
a)
b)
c)
EL OXIDANTE, al tomar electrones SE REDUCE
EL REDUCTOR, al perder electrones SE OXIDA
NO PUEDE HABER OXIDACIÓN SIN REDUCCIÓN
Pregunta indiscreta: ¿Un oxidante es un ácido de Lewis?
Evidentemente la teoría de Lewis habla de aceptación (ácido) o de cesión (base) de pares de electrones, no de
pérdida o de ganancia de electrones. En la teoría ácido -base de Lewis, el trasiego del par de electrones da
lugar a la formación de un enlace coordinado; el par electrómico no se pierde, sino que se comparte, mientras
que en la reacción redox, un elemento gana (oxidante) o pierde( reductor) electrones, variando su naturaleza
electrónica, o sea su capacidad combinativa.
Pregunta interesante : ¿Cómo averiguar si una reacción es de oxidación reducción o redox?.
A través de las variaciones que experimenta los números de oxidación:
2.
NÚMERO DE OXIDACIÓN.
Concepto :
Número de cargas que un elemento aporta a la formación eléctrica de un compuesto
Otros nombres:
Índice de oxidación, estado de oxidación.
Concepto afin:
Valencia iónica
Reglas para la determinación de los números de oxidación:
a) Los elementos en su estado natural lo tienen 0
b) El del oxígeno es 2-, salvo en los peróxidos que es 1c) El del hidrógeno es 1+
d) Los metales alcalinos 1A, lo tienen 1+
e) Los metales alcalinotérreos 1A, lo tienen 2+
f) Los halógenos 7A, en los uros, lo tienen 1g) En las moléculas neutras, la suma de los números de oxidación es 0
h) En las moléculas ionizadas, la suma de los números de oxidación es el indicado en la carga iónica
i) En los elementos combinados consigo mismo, no se contabiliza dicha unión a efectos del número de oxidación.
Ej.1.
El del Cl en el ácido clórico. PASOS A SEGUIR:
a)
Se escribe la fórmula:
HClO3 . El número total de las cargas iónicas debe ser 0.
b) Los números de oxidación conocidos, se escriben, con el multiplicativo que aporta la fórmula, los desconocidos como x o y.
Así :
+1 + x +3(-2) = 0 ; x = +5.
Ej.2.
El del Cr, en el heptacromodicromato potásico. PASOS A SEGUIR:
a) Se escribe la fórmula: K2Cr2O7. El número total de cargas iónicas debe ser 0.
b) Los números de oxidación conocidos, se escriben, con el multiplicativo que aporta la fórmula, los desconocidos como x o y.
Así :
2(+1) +2 x +7(-2) = 0 ; 2x = +12 ; x = +6.
Ej.3.
El del P, en el anión hidrógenodifosfato
a) Se escribe la fórmula: (HP2O7)3-. El número total de cargas iónicas debe ser 3- .
b) Los números de oxidación conocidos, se escriben, con el multiplicativo que aporta la fórmula, los desconocidos como x. Así :
+1 +2 x +7(-2) = -3 ; 2x = -3 +13 = 10 ; x = +5.
Ej.4.
El del C, en el ácido fórmico.
a) Se escribe la fórmula: HCOOH-. El número total de cargas iónicas debe ser 0
b) Los números de oxidación conocidos, se escriben, con el multiplicativo que aporta la fórmula, los desconocidos como x.
Así :+1 +x +1(-2) -2 + 1 = 0 ; x = +2 .
Ej.5.
El del C en el eteno.
a) Se escribe la fórmula: H2C=CH2. El número total de cargas iónicas debe ser 0 .
b) Los números de oxidación conocidos, se escriben, con el multiplicativo que aporta la fórmula, los desconocidos como x.
Así :2(+1) +2x +2(+1) = 0 ; x = -2 .
Pregunta relacionada:
¿Se podría establecer una relación periódica con la capacidad oxidante o reductora de un elemento
químico?
Es evidente que dado que un elemento tiene que ganar o perder electrones, para ser oxidante o reductor, su
electronegatividad deberá contribuir a dicho efecto. Cuando más electronegativo sea un elemento, más
oxidante será ( Ej: el fluor). Cuanto menor electronegativo, más reductor, como los 1A (alcalinos). Así mismo
como la electronegatividad se acentúa por efecto inductivo, los elementos unidos a grupos (=O) o elementos
activos, pueden fácilmente incrementar su tendencia a tomar electrones, disminuyendo su alto número de
oxidación.
3.
DETERMINACIÓN DE LOS CONCEPTOS FUNDAMENTALES A TRAVÉS DEL CÁLCULO DE LOS
NÚMEROS DE OXIDACIÓN.
Ej.6
b)
c)
Ej.7.
a)
b)
a)
b)
c)
d)
Determinación de oxidante , reductor, y transferencia de electrones en la reacción iónica :
REACCIÓN: MnO4 - + Fe2+ + H+ = Mn2+ + Fe3+ + H2O
a) Cálculo de los números de oxidación:
Reaccionantes: Mn)
x + 4(-2) = -1 ; x = +7
Fe) y = 2+
Productos:
Mn) x = 2+
Fe) y = 3+
Consideraciones:
b1) El electrón es una carga negativa
b2) Toda ganancia de electrones implica disminución de carga positiva o aumento de la negativa
b3) Toda pérdida de electrones implica aumento de carga positiva o disminución de la negativa
Conclusiones:
c1) El Mn al pasar de 7+ a 2+, tuvo que GANAR 5 ELECTRONES, actuó como oxidante y SE
REDUJO
c2) El Fe al pasar de 2+ a 3+, tuvo que PERDER 1 ELECTRÓN, actuó como reductor,y SE OXIDÓ
c3) La semirreacción de REDUCCIÓN, será :
MnO4 - + 5e = Mn2+
2+
c4) La semirreacción de OXIDACIÓN, será :
Fe
- 1e = Fe3+
c5) Como el número de electrones que el OXIDANTE GANA DEBE SER IGUAL al número de
electrones que el REDUCTOR PIERDE, habrá que multiplicar la ec.c4 por 5.
c6) El H+ , y el H2O, implican el medio en el que se realiza el proceso redox, y su ajuste hace
referencia al número de oxígenos en ambos miembros de la ecuación, así los 4O, en exceso en el
primer medio, surgirán en el segundo como 4H2O, y los protones que han formado el agua, como
8H+, en el primero.
Determinación de oxidante , reductor y tansferencia de electrones en la reacción molecular:
REACCIÓN: Sn + HNO3 = SnO2 + NO2 + H2O
Cálculo de los números de oxidación
Reaccionantes:
N)
+1 + x + 3(-2) = 0 ; x = +5
Sn) y = 0 ( Estado natural)
Productos:
N)
x + 2(-2) = 0 ; x = +4
Sn) y + 2(-2) = 0 ; y = +4
Conclusiones:
b1)
El N al pasar de 5+ a 4+, tuvo que GANAR 1 ELECTRÓN, actuó como oxidante y SE
REDUJO
b2) El Sn al pasar de 0 a 4+, tuvo que PERDER 4 ELECTRONES, actuó como reductor,y SE OXIDÓ
b3) La semirreacción de REDUCCIÓN, será :
HNO3 + 1e
= NO2
b4) La semirreacción de OXIDACIÓN, será :
Sn - 4e
= SnO2
b5) Como el número de electrones que el OXIDANTE GANA DEBE SER IGUAL al número de
electrones que el REDUCTOR PIERDE, habrá que multiplicar la ec.cb por 4.
b6) El H+ , y el H2O, implican el medio en el que se realiza el proceso redox, y su ajuste hace
referencia al número de oxígenos en ambos miembros de cada semirreacción. Así, en b3 después
de multiplicar por 4, los 4O, en exceso en el primer medio, surgirán en el segundo como 4H2O, y
la diferencia de protones que han formado el agua,(8) con los que tiene el HNO3(4) , producirán
4H+, en el primer miembro de b3, mientras que en b4, surgirán 2H2O en el primer miembro de la
ecuación, y 4H+, en el segundo, simplificando la ecuación global al sumar las dos semireacciones.
Así :
b3)
4HNO3 + 4H++ 4e
= 4NO2 + 4H2O ;
b4) Sn + 2H2O - 4e = SnO2 + 4H+
b3+b4 ) 4HNO3 + Sn = 4NO2 + 2H2O +SnO2
5.
CONCLUSIONES CONCEPTUALES
Un OXIDANTE, por el hecho de GANAR ELECTRONES, debe DISMINUIR su número de oxidación.
Un REDUCTOR, por el hecho de PERDER ELECTRONES, debe AUMENTAR su número de oxidación.
En la semirreacción de REDUCCIÓN debe haber GANANCIA DE ELECTRONES.
En la semirreacción de OXIDACIÓN debe haber PÈRDIDA DE ELECTRONES
e) El conjunto de las dos semirreacciones constituye la reacción redox
f) La reacción redox es reversible y de equilibrio, y a semejanza de los sistemas conjugados ácido-base constan de 4 protagonistas
:
OXIDANTE 1 + REDUCTOR 1 = REDUCTOR 2 + OXIDANTE 2
El oxidante pasó a forma reducida (menor número de oxidación = Reductor 2) , y el reductor pasó a forma oxidada ( mayor
número de oxidación = oxidante 2)
g) El ajuste redox implica que :
El número de electrones que gana el oxidante en la reacción de reducción deberá ser igual al
número de electrones que pierde el reductor en la reacción de oxidación.
6.AJUSTE TOTAL REDOX
6.1.EN MEDIO ÁCIDO O NEUTRO ( deberá indicarse H+, o la presencia un un ácido si la reacción es molecular)
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
El ajuste total redox, implica: Un ajuste de masa en cada semirreacción.
Un ajuste en la transferencia de electrones.
Para llevarlo a cabo habrá que :
Identificar los números de oxidación de oxidante y reductor, forma oxidada y reducida (4 protagonistas), aislándos de los
acompañantes (medio, y sales que eliminan iones que no intervienen en el proceso).
Disponer las dos semirreacciones de reducción (interviene el oxidante) y de oxidación (interviene el reductor) por separado,
identificando los electrones que se ganan o pierden. Si en alguna molécula hay dos átomos del mismo elemento (oxidante o
reductor), deberá multiplicarse por dos, el número de electrones que gana, y en el otro miembro, duplicar el número de
moléculas en la que se encuentra dicho elemento (es excepción el S en el tiosulfato; obsérvese su fórmula desarrollada).
En cada semirreación, ajustar la masa. Para ello el exceso de oxígenos (-2) que exista en uno de los miembros, se equilibrará
con tantas moléculas de agua en el otro como fueran necesarias.Contabilizados los H+ que pudieran existir, la diferencia, n, se
dispondrá como nH+, reafirmando el medio ácido en el que se efectúa la reacción.
Una vez comprobada la igualdad de masas en cada semirreacción se igualará la transferencia de electrones multiplicando por
los coeficientes necesarios, según sean números primos o tengan múltiplos comunes, los números de electrones ganados y
perdidos.
Comprobada la igualdad de masa, y también que el número total de electrones ganados sea igual a los perdidos, se sumarán las
dos semireacciones, formando la ecuación total redox, que se simplificará si hubiera especies iguales en ambos miembros.
Si la reacción estuviera en forma iónica o semiiónica puede pasarse a molecular agregando en cada miembro los cationes o
aniones más característicos, sin alterar el número de cargas. Igualmente si estuviera en forma molecular, podría simplificarse a
forma iónica, ajustarla como tal, y posteriormente recuperarla como forma molecular.
El medio ácido debe disponerse en caso de tener que expresarse, como un ácido fuerte generalmente no oxidante (HCl o
H2SO4), completando los protones con la forma aniónica necesaria, de tal forma que origine la molécula completa.
Si en una reacción redox, se identifican sólo 3 protagonistas, quiere decir que una misma molécula puede actuar como oxidante
y como reductor (proceso denominado dismutación). En este caso surgirá en ambas semirreacciones, ajustándose
independientemente, y sumando las dos semirreacciones.
Ej.8.
HNO3 + P = NO + H3PO4 . El medio es ácido como se puede apreciar,
a) N(5+), pasa a N(2+), gana 3 electrones, es el oxidante e interviene en la semirreacción de reducción, que será :
HNO3 + 3H+ + 3e = NO + 2H2O .
b) P(0), pasa a P(5+), para lo cual pierde 5e, es el reductor e interviene la la semirreacción de oxidación que será :
P + 4H2O - 5e = H3PO4 + 5H+.
c) Comprobada que la masa se corresponde en cada semirreacción antes se sumarse deberá multiplicarse la primera por 5 y
la segunda por 3, sumando ambas así
5(HNO3 + 3H+ + 3e) + 3(P + 4H2O - 5e) = 5(NO + 2H2O) +3 (H3PO4 + 5H+ ) ;
5HNO3 + 15H+ + 15e + 3P + 12H2O - 15e = 5NO + 10H2O +3 H3PO4 + 15H+ )
5HNO3 + 3P + 2H2O = 5NO +3 H3PO4
Ej9.
Tiosulfato sódico + cloro(gas) + agua = cloruro sódico + ácido sulfúrico + cloruro de hidrógeno.
PASOS A SEGUIR.
a) Formulación de la reacción : S2O3Na2 + Cl2 + H2O = NaCl + H2SO4+ HCl
b) Identificación de números de oxidación y separación por semirreacciones.En el Tiosulfato, es el S(2-), el que pierde
electrones(8).
b1)
S2O3Na2 + 5H2O - 8e = 2Na+ + 2H2SO4 + 6H+;
b2) Cl2 +2H+ + 2e = 2HCl.
+
c) Reacción:
b1+4b2 = S2O3Na2 + 5H2O +4(Cl2 +2H ) = 2Na+ + 2H2SO4 + 6H+ + 8HCl
d) Simplificación :
S2O3Na2 + 5H2O +4Cl2 +2H+ = 2Na+ + 2H2SO4 + 8HCl
-)
e) Completando las formas iónicas ( 2Cl y simplificando nuevamente :
S2O3Na2 + 5H2O + 4Cl2 = 2NaCl + 2H2SO4 + 6HCl
6.2. EN MEDIO BÁSICO ( debe indicarse con una base o el aporte de OH- )
a) Se realizan los pasos 6.1a y 6.1b.
b) Para ajustar la masa en cada semirreacción se contabiliza la diferencia de oxígenos (-2), y en el miembro de cada igualdad en el
que exista un déficit, se dispondrá EL DOBLE DE OH- QUE OXÍGENOS FUERAN NECESARIOS. Los H+ residuales se
situarían en el otro miembro en forma de moléculas de agua.
c) Los siguientes pasos son idénticos a los desarrollados en medio ácido.
Ej10. REACCIÓN : Cr2O3 + NO3- + OH- = CrO4 2- + NO2 - + H2O
a) Identificación de números de oxidación y separación por semirreacciones
a1)
Cr2O3 + 10 OH- -6e = 2CrO4 2- + 5H2O,
a2) NO3- + H2O + 2e = NO2 - +
2OH2b) La reacción total, implica (a1+3a2): Cr2O3 + 10 OH + 3(NO3 + H2O ) = 2CrO4 + 5H2O + 3(NO2 + 2OH )
c) Se simplifica y completa : Cr2O3 + 3NO3- + 4OH- = 2CrO4 2- + 3NO2 - + 2H2O.
En fórmula molecular se completaría agregando 7K+ en cada miembro. Así : Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2CrO4 + 3KNO2
+ 2H2O.
7.
OXIDANTES Y REDUCTORES CARACTERÍSTICOS.
Las moléculas oxidantes más empleadas en las reacciones de oxidación-reducción son el permanganato (MnO4- ) o permanganato
potásico KMnO4 , el dióxido de manganeso MnO2 , el ion dicromato (Cr2O7 2-), y el dicromato potásico K2Cr2O7 .Como en
dichas reacciones se produce cambio de color, por el cambio de estructura electrónica del oxidante, éste sirve al mismo tiempo de
indicador redox. Así :
En derivados del manganeso como el permanganato potásico, llamado por su descubridor el inglés Pott, por sus cambios de color,
camaleón mineral.
a) En medio fuertemente ácido
MnO4- (violeta ) + 5e = Mn 2+ (incoloro)
b) En medio débilmente ácido
MnO4- (violeta ) + 2e = MnO2 (precipitado marrón)
c) En medio alcalino
MnO4- (violeta ) + 1e = MnO4 2- (verde)
En derivados del cromo como el dicromato potásico:
Cr2O7 2- (amarillo/naranja) + 6e = 2Cr 3+ (incoloro)
Como se observa, los oxidantes descritos corresponden a elementos en un alto estado de oxidación: Mn 7+ , o Cr 6+ . Algunas
moléculas con elementos en estado de oxidación intermedio, pueden actuar como oxidantes y como reductores, por ejemplo el
agua oxigenada o peróxido de hidrógeno H2O2 en la que el oxígeno está como 1- , pudiendo pasar a O (0), en la molécula
diatómica, para lo que debe perder electrones (reductor), o a O (2-) , en el agua, ganando un electrón (actuación como oxidante).
Así.
Como oxidante :
H2O2 + 2H+
+ 2e = 2H2O
Como reductor:
H2O2
- 2e = 2H+ + O2
8.
NEUTRALIZACIÓN REDOX.
La valoración de un oxidante con un reductor es semejante a la de un ácido con una base; esto es el número de equivalentes del
oxidante deberá ser igual al número de equivalentes de reductor, empleándose por lo tanto la misma fórmula sustituyendo
ácido por oxidante, y base por reductor.
Así V(oxidante en litros).N( oxidante)
=
V(reductor en litros). N( reductor)
g(oxidante)/P.Equivalente de oxidante
=
g(reductor)/P.Equivalente del reductor
Expresión que se pude tomar cruzándose las igualdades. Para aplicar la expresión anterior, se deberá tener en cuenta que el peso
equivalente de un oxidante o reductor, es igual al peso molecular dividido por el número de electrones que transfiere ( gana o
pierde).
En problemas de tipo estequiométrico con o sin producción de gases, es necesario ajustar la reacción, calcular los moles de alguno
de sus integrantes y a partir de este dado establecer las relaciones molares convenientes. Se usará el mismo instrumental en las R.
ácido-base
Ej11
Cuanto dicromato potásico tendremos que hacer reaccionar con la sal común necesaria en medio ácido, para obtener
10 litros de cloro a 17ºC y 1 atm.
PASOS A SEGUIR:
a) Se ajusta la reacción: a1: K2Cr2O7 + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 2K+ + 7H2O
Semirreacción de reducción
a2:2NaCl
- 2e =
Cl2 + 2Na+
Semirreacción de oxidación
b) Se multiplica a2 por 3, se suman, y se completa el medio ácido con sulfato (SO4 2- ) hasta formar sulfúrico, tantos como la
mitad de H+, agregándolo por igual (se trata de una ecuación), en ambos miembros.
K2Cr2O7 + 14H+ + 6NaCl
= 2Cr3+ + 2K+ + 7H2O + 3Cl2 + 6Na+ Comprobante de resultado : el número de
cargas deberá ser igual en ambos miembros : 14+ =
14+
+ 7SO4 2=
+ 7SO4 2Se agrupan las formas iónicas, neutralizándose
c)
K2Cr2O7 + 7SO4H2 + 6NaCl
= Cr2 (SO4 )3 + K2SO4 + 7H2O + 3Cl2 + 3Na2SO4
d) Se determinan los moles de cloro que se quieren obtener, a partir de la fórmula n = PV/RT
e) Se establece la relación estequiométrica a partir del ajuste anterior, multiplicando los moles de dicromato necesario por su
peso molecular, para determinar los gramos de compuesto.
f) Si se tratara de una disolución de dicromato, se emplearía cualquiera de las fórmulas indicadas.g) Si en las reacciones se
hiciera constar un determinado rendimiento, habrá de tenerse en cuenta dividiendo o multiplicando por el tanto por uno,
según se vaya de izquierda a derecha o de derecha a izquierda, en función del producto pedido o dado.