Guía de actividades Nº 4 Reacciones redox: Se llama así a aquellos cambios químicos en que se verifica pérdida o ganancia de electrones Las reacciones redox o de óxido-reducción son aquellas donde hay movimiento de electrones desde una sustancia que cede electrones (reductor) a una sustancia que capta electrones (oxidante). La sustancia que cede electrones, se oxida. La sustancia que gana electrones, se reduce. Puede sonar raro que la sustancia que se oxida pierda electrones y la sustancia que se reduce gane electrones, porque uno se pregunta, cómo se puede reducir una sustancia que está ganando algo? Precisamente porque lo que está ganando son electrones, que tienen carga negativa. Uno en la vida puede ganar muchas cosas positivas, pero también puede ganarse problemas, que son cosas negativas. Por suerte, ganar o perder electrones no es problema para ninguna sustancias, pero puede serlo para ti si no sabes cómo responder una pregunta de oxidación reducción. La sustancia que se oxida al reaccionar, reduce a la otra sustancia con la cual está reaccionando, porque le está quitando electrones: decimos que es un reductor. La sustancia que se reduce al reaccionar, oxida a la otra sustancia con la cual está reaccionando, porque le está regalando electrones: decimos que es un oxidante. Resumiendo: Cede electrones = se oxida = es reductor. Gana electrones = se reduce = es un oxidante. Agente oxidante: es toda sustancia, molécula o ión capaz de captar electrones, por lo tanto se reduce. Agente reductor: es toda sustancia, molécula o ión capaz de ceder electrones, por lo tanto se oxida. Oxidación: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento químico cede electrones, lo que se traduce en un aumento de su índice de oxidación.
Reducción: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento químico capta electrones, lo que se traduce en una disminución de su índice de oxidación. Guía de actividades: 1.- Calcula el índice de oxidación del elemento subrayado: Antes de comenzar hay que saber el índice de oxidación del oxígeno es -2 (O- 2), el índice de oxidación del hidrógeno es +1 (H+1) y del potasio es +1 (K+1). Para proceder se multiplica el índice de oxidación de cada elemento su subíndice, luego se hace la suma algebraica, cuyo resultado será igual a cero, pues se trata de compuestos eléctricamente neutros. Solución: a) H (+1 x 2= +2) + S (X) + O (-2 x 4= -8) +2 +X -8 = 0 X= +8-2= +6 b) +4 c) +5 d) +6 e) +5 f) +7 2.- Indica el número de electrones captados o cedidos y nombra el proceso (oxidación o reducción). Solución: a) El cinc cambió su índice de oxidación de 0 a +2, por lo tanto cedió 2 electrones y el proceso se llama oxidación. b) El manganeso captó 5 electrones (reducción). c) El azufre cedió 2 electrones (oxidación). d) El cloro cedió 1 electrón (oxidación). e) El aluminio cedió 3 electrones (oxidación). f) El cromo captó 3 electrones (reducción).
3.- Resolución de ecuaciones redox. Las ecuaciones redox son la representación gráfica y teórica de las reacciones químicas de óxido-reducción. En una reacción de óxido-reducción hay elementos que se reducen y elementos que se oxidan, los primeros ganan electrones y los segundos pierden, o sea, hay electrones moviéndose de un lugar a otro. Para ajustar o equilibrar una ecuación redox hay que seguir los siguientes pasos: - Calcular el índice de oxidación de los elementos presentes en la ecuación. - Indicar el número de electrones captados o cedidos. - Nombrar el proceso: (oxidación o reducción) - Indicar el agente oxidante y agente reductor. - Finalmente equilibrar o ajustar la ecuación, por el método del cálculo de índice de oxidación. Para ajustar una ecuación se deben considerar los electrones captados o cedidos, los cuales se anteponen en forma cruzada en los compuestos que contienen los elementos que se oxidaron y que se redujeron. Aquí va otra forma de explicar estos conceptos Cuál es más fácil para ti?
Conceptos básicos en reacciones Redox: - Oxidación: ocurre cuando un elemento químico cede electrones a otro elemento que los recibe. En este caso el elemento aumenta su carga. Ej: Feº Fe2 +, el Fe tenía inicialmente carga cero y aumento a carga+2, significa que debió ceder 2 electrones para quedar así. Por lo tanto esta semi-reacción se representa: Feº Fe 2+ + 2e Ej: Agº Ag + + 1e O 2- O +2e Co 2+ Co 3+ + 1e Si un elemento cede electrones, debe haber otro que los tiene que recibir. Este proceso se denomina reducción. -Reducción: es el proceso en el cual un elemento acepta electrones, disminuyendo así su carga eléctrica. Ej: Fe 3+ + 3e Feº F + 1e F - H + + 1e H Por lo tanto, una reacción redox implica que debe haber una sustancia que se oxida y otra que se reduce, ya que entre ellas se produce un intercambio de electrones. Ej: Reacción entre el ión Cu2+ y Fe: Cu 2+ Fe Cuº + Fe 2+ Se separan ambas remi-reacciones, la de oxidación y la de reducción: Semi-reacción de oxidación: SRO: Semi-treacción de reducción: SRR: Cu 2+ Fe Fe 2+ + 2e +2e Cu Redox: Cu 2+ + Fe Cu + Fe 2+ El nº de electrones cedidos y ganados es el mismo. Qué ocurre cuando un elemento ced un número de electrones que no es igual al número que necesita el otro elemento? Ej: Fe Fe 3+ + 3e esta semireacción se debe amplificar por 3 para tener 6e en juego Cu 2+ + 2e Cu esta semi-reacción se debe amplificar por 3 para tener también 6e en juego. Por lo tanto, SRO: Fe Fe 3+ + 3e /2 SRR: Cu 2+ + 2e Cu /3 SRO: 2Fe 2Fe 3+ +6e SRR 3Cu 2+ + 6e 3Cu Redox: 2Fe + 3Cu 2+ 2Fe 3+ 3Cu Es necesario conocer dos conceptos asociados a la reacciones redox: *) agente oxidante: sustancia que permite que ocurra la oxidación, por lo tanto ella se reduce. *) agente reductora: sustancia que permite que ocurra la reducción, por lo que ella se oxida.
Entonces en el ejemplo anterior, el agente oxidante es Cu 2+ Fe. y el agente reductor es el Otro ejemplo: Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O Estos son compuestos químicos en los que no es fácil determinar que elemento se oxidó ni cual se redujo, por lo que es necesario aplicar ciertas reglas que permiten encontrar las cargas de cada elemento. Reglas para determinar el Estado de oxidación o número o índice de oxidación de oxidación: a) Cada elemento en su estado natural tiene estado de oxidación cero. Ej: Cu, Fe, H 2, O 2, Al, He,.. b) El oxígeno tiene estado de oxidación -2 en todos los compuestos, excepto en los peróxidos, como el agua oxigenada H 2 O 2 cuyo valor es -1 Ej: H 2 O O=-2 HNO 3 O=-2 Ca(OH) 2 O=-2 c) El hidrógeno presenta estado de oxidación +1 en la mayoría de los compuestos, como: H 2 O, HNO 3, H 2 SO 4, NaOH En cambio en los hidruros metálicos el valor es -1, como NaH, CaH 2, PbH 4, MgH 2. d) El estado de oxidación de un ión monoatómico es igual a su carga. Ej: Al 3+ =3+ O 2- =-2 H + =+1 Cu 2+ =+2 e) La suma de todos los estados de oxidación de un compuesto es cero, y de un ión es igual a su carga. Ej: HNO 3 = 0 H 2 O =0 KMnO 3 =0 NH4 + =+1 SO 3 2- =-2 Ejemplos de aplicación de las reglas: a) C en H 2 CO 3 H 2 C O 3 +1x2 x -2x3 +2 +x -6 =0 x=+4 este es el estado de oxidación del C b) C en CH 4 C H 4 x +1x4 x + 4 = 0 x=-4 es el estado de oxidación del C + + c) N en NH 4 N H 4 x +1x4 x +4 = +1 x=-3 estado de oxidación del N d) Al en Al(OH) 3 e) Pb en Pb(SO 4 ) 2 f) Cr en Cr 2 O 7 2- Conocidas las reglas, entonces se puede aplicar en el ejemplo anterior: Cu + HNO 3 Cu (NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O Cu + HNO 3 Cu N 2 O 6 + NO 2 + H 2 O
Cu + H N O 3 Cu N 2 O 6 + N O 2 + H 2 O 0 +1x1 x -2x3 x +5x2-2x6 x -2x2 +1x2-2x1 +1 + x -6 =0 x +10-12 =0 x -4 =0 +2-2=0 0 x= +5 x = +2 x= +4 0=0 Se oxida el Cu de 0 a +2 y se reduce el N de +5 a +4 Entonces, el agente oxidante es el HNO 3 y el agente reductor es el Cu SRO: Cu Cu 2+ SRR: HNO 3 NO 2 Se observa en el ejemplo que el número de electrones ganados y cedidos no es el mismo, por lo que se requiere equilibrar la reacción. Uno de los métodos empleados es el Método ión-electrón. Las reacciones pueden efectuarse en medio ácido o básico, por lo que se requieren de diferentes sustancias. Equilibrio Método ión- electrón a) medio ácido: SRO: Cu Cu 2+ +2e SRR: HNO 3 NO 2 1º se equilibran los elementos diferentes al H y al O, en este caso ya están igualados los N 2º: se equilibran los O agregando H 2 O donde falten O (aquí es en productos): HNO 3 NO 2 + H 2 O 3º: se equilibran los H agregando H+ donde falten (aquí es en reactantes): HNO 3 + H + NO 2 + H 2 O 4º : se equilibran las cargas con electrones (que tienen carga (-)): HNO 3 + H + 1e NO 2 + H 2 O Luego se suman ambas semi-reacciones eliminando siempre los electrones: SRO: Cu Cu 2+ + 2e /1 SRR: HNO 3 + H + + 1e NO 2 + H 2 O /2 SRO: Cu Cu 2+ + 2e SRR: 2HNO 3 + 2 H + + 2e 2NO 2 + 2H 2 O Redox: Cu + 2HNO 3 + 2H + Cu 2+ + 2NO 2 + 2H 2 O y si observas bien,ahora la reacción neta o total está en equilibrio.