Reacciones de Oxidación y reducción
Introducción Las reacciones de oxidoreducción son aquellas en las que existe una transferencia de electrones o un cambio en los estados de oxidación de las sustancias que forman parte de una reacción química. Pueden ocurrir de manera espontánea como en la formación de herrumbre en un metal, es la respiración celular, fotosíntesis,etc O pueden ocurrir de manera No espontánea, por ejemplo en el proceso de galvanización o cromado de un metal, en la refinación del mineral de cobre, etc
Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu cuerpo relacionado con los procesos REDOX. Reducción del CO 2 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 Se producen debido a la transferencia de protones (H + ) desde una sustancia ácida a una básica. Óxido reducción 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: Cede o pierde electrones Aumenta su estado de oxidación Agente Reductor: Es la especie química que se oxida, es decir, la que cede electrones.
Un elemento en estado iónico también puede oxidarse al aumentar su carga positiva (aumenta su estado catiónico), debemos recordar que siempre se debe conservar la carga neta en los Reactantes y productos.
Reducción: Un átomo o ion se reduce cuando : Gana o acepta electrones Disminuye su estado de oxidación Agente Oxidante: Es la especie química que se reduce, es decir, la que acepta electrones.
No necesariamente un elemento debe quedar en estado neutro al reducirse, simplemente basta que reduzca su número de cargas positivas, en este caso también se debe conservar la carga neta en los reactantes y productos.
Esquematizando los conceptos Semireacción de oxidación Semireacción de reducción
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 Cu, Al, Ar, Ag Moléculas biatómicas H 2, O 2, Cl 2, Br 2
Reglas para determinar Estado de oxidación 2. El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en el caso de los hidruros (MH v ), donde es 1.(Metales + Hidrogeno), los metales son principalmente Na, Li, Ca
Reglas para determinar Estado de oxidación 3. El estado de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es 2, excepto en los peróxidos (M 2 O 2v ) donde es 1, el principal peróxido es el Agua oxigenada (H2O2)
4. En los iones simples, cationes (+) y aniones (), el estado de oxidación es igual a la carga del ion. Ejemplos: Cationes Aniones Cu 2+ = +2 Cl = 1 Na + = +1 S 2 = 2
5. Los estados de oxidación de los metales mas conocidos en combinación con otros elementos es +2, entre estos metales podemos citar el Zn, Cu, Mg, Mn, Fe, Cr, Ni. La plata (Ag) es una excepción ya que al estar combinado con otros elementos presenta estado de oxidación +1 6.
7. En los iones poliatómicos, la suma de los estados de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del ion. Ejemplo: SO 4 2
8. En las moléculas neutras, los estados de oxidación de todos los átomos deben sumar CERO. H 2 SO 4 HNO3
Determinación del Estado de Oxidación A través de una ecuación matemática. Ejemplo: Calcular el estado de oxidación del nitrógeno en el HNO 3 H N O 3 1 (+1) + 1 X + 3 (2) = 0 X = +5
Ejercicios Determine el estado de oxidación de: P en el H 3 PO 3 N en el NH 2 OH S en el H 2 SO 3 Cl en el KClO 3 S en el Na 2 S Cr en el Cr 2 O 7 2 Mn en el MnO 4 2
Ejercicios Identificar: Oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor. 1. Al 2. Ca 2+ 3. Mg 4. Na + 5. 2H + 6. 2I + 2e + 1e + 2e Al 3+ + 3e Ca Mg 2+ + 2e Na H 2 I 2 + 2e 7. Cl 2 + 2e 2Cl
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. 0 +1 +5 6 +1 +5 6 +2 2 +2 2 I 2 + HNO 3 HIO 3 + NO + H 2 O (Molecular) I 2 + H + NO 3 H + lo 3 + NO + H 2 O (Iónica)
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. I 2 lo 3 Agente Reductor Oxidación NO 3 Agente Oxidante NO Reducción
Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O : I 2 2lO 3 NO 3 NO
Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Se igualan los átomos de oxígenos agregando moléculas de H 2 O para balancear los oxígenos: I 2 + 6H 2 O 2lO 3 NO 3 NO + 2H 2 O
Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Igualar los átomos de hidrógenos, agregando iones hidrógeno H + donde falte éste. I 2 + 6H 2 O 2lO 3 + 12H + 4H + + NO 3 NO + 2H 2 O
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 2 +12 = +10 I 2 + 6H 2 O 2lO 3 + 12H + + 10e +4 1 = + 3 0 3e + 4H + + NO 3 NO + 2H 2 O
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 H 2 O 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, HNO 3 ).
Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón 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. I 2 + 6H 2 O 2lO 3 + 12H + + 10e 3e + 4H + + NO 3 NO + 2H 2 O x3 x10
Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón I 2 + 6H 2 O 2lO 3 + 12H + + 10e 3e + 4H + + NO 3 NO + 2H 2 O x3 x10 3I 2 + 18H 2 O 6lO 3 + 36H + + 30e 30e + 40H + + 10NO 3 10NO + 20H 2 O
Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Sume las dos semireacciones reduciendo términos semejantes, es decir, cancelando cualquier cantidad de e, H +, OH o H 2 O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada. 3I 2 + 18H 2 O 6lO 3 + 36H + + 30e 30e + 40H + + 10NO 3 10NO + 20H 2 O 3I 2 + 10NO 3 + 4H + 6IO 3 + 10NO + 2H 2 O
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. 3I 2 + 10NO 3 + 4H + 6IO 3 + 10NO + 2H 2 O 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. 3I 2 + 10HNO 3 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O