Redox (IQ

Reacciones de oxido-reducción
Estado (o número) de oxidación
Es la carga que tendría un átomo en un compuesto si
todos sus enlaces fueran iónicos.
• En el caso de enlaces covalentes polares se supone
que los electrones compartidos están totalmente
desplazados hacia el elemento más electronegativo.
NaCl: Na+ Cl+1 -1
O═C═O
-2
+4 -2
Estado (o número) de oxidación
Es la diferencia entre el número de electrones asignados a un
elemento en un compuesto y el número de electrones de la
última capa (e- de valencia) en dicho elemento al estado libre
Ej.: CO, CO2
Para calcularlo:
• Hacer fórmula de Lewis
• Asignar los electrones de cada enlace al elemento más
electronegativo.
• Restar nº de e- valencia – nº de e- asignados
Reglas para calcular estado de oxidación
1. El nº de oxidación de un elemento al estado libre (no
combinado) es 0. Ej: Na, Cl2, H2, Cu.
2. El H combinado tiene generalmente estado de oxidación + 1,
excepto en los Hidruros metálicos en que es -1. Ej.: HNa, HLi,
H2Ca.
3. El O combinado tiene generalmente estado de oxidación -2,
excepto en los peróxidos en que es -1. Ej: H2O2, Na2O2, CaO2.
4. Los metales combinados tienen nº oxidación positivos.
5. Los halógenos combinados en compuestos binarios (AX) con
un elemento menos electronegativo que ellos tienen estado de
oxidación -1. Ej: NaCl, KBr, HI.
Reglas para calcular estado de oxidación
6. El nº de oxidación de un ión monoatómico es igual a su carga
eléctrica. Ej: Cl-1, K+, Al+3.
7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los
átomos de un compuesto es igual a 0.
8. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los
átomos de un ión es igual a su carga eléctrica. Ej: en el SO4-2,
la suma es -2; en el NH4+ , es igual a +1.
¿Cuáles son los números de oxidación de
cada elemento en las siguientes especies?
(a) KClO4
(b) Cr2O72–
(d) Na2O2
(e) HClO3
(c) CaH2
Reacciones de oxido-reducción
Son reacciones en las cuales una o más de las
sustancias intervinientes modifica su estado de
oxidación.
Ej.: Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g).
Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) → Sn4+(aq) + 2Fe3+(aq)
Sn2+(aq) → Sn4+(aq) +2e2Fe3+(aq) + 2e- → 2Fe2+(aq)
•Oxidación: pérdida de electrones.
•Reducción: ganancia de electrones.
Reacciones de oxido-reducción
(Redox)
OXIDACIÓN
Incremento en la
proporción de
átomos de
oxígeno en un
compuesto.
C + O2 à CO2
REDUCCIÓN
Disminución en la
proporción de
átomos de oxígeno
en un compuesto.
CO2 + H2 à CO + H2O
Reacciones de oxido-reducción (Redox)
n
n
n
OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación)
Cu → Cu2+ + 2e–
REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de
oxidación)
Ag+ + 1e– →Ag
Siempre que se produce una oxidación
debe producirse simultáneamente una
reducción.
Método del ión-electrón
1. Identificar los átomos que cambian su estado de
oxidación.
2. Armar las dos hemirreacciones (oxidación y reducción),
utilizando las especies químicas que existan en solución.
3. Igualar el número de átomos que cambia de estado de
oxidación en los reactivos y productos.
4. Para cada hemirreacción, sumar los electrones puestos
en juego del lado que corresponda.
5. Contar las cargas eléctricas del lado de reactivos y de
productos en cada hemirreacción. Equilibrar el número
de cargas agregando H+ (medio ácido) u OH- (medio
alcalino).
Método del ión-electrón
6. Equilibrar el número de H y O sumando H2O donde
corresponda.
7. Multiplicar ambas hemirreacciones por los mínimos
números posibles, de modo de igualar el nº de e-.
8. Sumar ambas hemirreacciones y simplificar cuando sea
posible para obtener la ecuación iónica.
9. Obtener la ecuación molecular.
Ejemplos
Medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
Medio básico
Cr2(SO4)3+ KClO3+ KOH → K2CrO4+ KCl+ K2SO4+ H2O
Agentes oxidantes y reductores
n
n
Agente oxidante: Sustancia capaz de
oxidar a otra. Se reduce.
Agente reductor: Sustancia capaz de
reducir a otra. Se oxida.
Agente reductor
Zn + 2 AgNO3 → Zn(NO3)2 + 2 Ag
Oxidación:
Reducción:
Agente oxidante
Zn → Zn2+ + 2e–
Ag+ + 1e– → Ag
Ejemplos
Formule, complete y ajuste las siguientes
reacciones, justificando de que tipo son:
a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco.
b) Carbonato cálcico más calor.
c) Cloro más sodio.
d) Ácido sulfúrico más zinc metal.
Equivalente Químico
para reacciones Redox
Peso Equivalente (Peq) de un elemento es la masa
del elemento capaz de combinarse con 8 g de oxígeno
o con 1g de hidrógeno o con un equivalente de otro
elemento.
PM
Peso eq. = o −
n e involucrados / molécula
Ejemplo
1)
Calcular los pesos equivalentes del oxidante y del reductor
de la reacción de FeSO4 acidulada con H2SO4 con K2Cr2O7.
2)
Se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido
clorhídrico y se obtienen, entre otros productos, cloruro de
manganeso (II) y cloro molecular. (a) Ajuste y complete
la reacción. (b) Calcule los pesos equivalentes del
oxidante y del reductor. (c) Calcule el volumen de Cl2,
medido en CNTP, a obtener a partir de 100 g de KMnO4
con exceso de HCl.
Reacciones redox espontáneas
Znº(s) + Cu+2 → Zn+2 + Cuº(s)
Cuº +AgNO3→ Cu(NO3)2 + Agº
Cu → Cu2+ + 2e–
(oxidación)
Ag+ + 1e– → Ag
(reducción)
Znº + Pb(NO3)2→ Zn(NO3)2 + Pbº
Zn → Zn2+ + 2e–
(oxidación)
Pb2+ + 2e–→ Pb
(reducción)
Tendencia a la reducción: cada par de especies
(forma oxidada / forma reducida) tiene una
tendencia propia a reducirse.
Tendencia a
oxidación
Tendencia a
reducción
Tendencia a oxidarse o reducirse
Descripción cualitativa del poder reductor u oxidante
MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE
MAYOR PODER REDUCTOR
XRED/XOX
YRED/YOX
ZRED/ZOX
MAYOR TENDENCIA A REDUCIRSE
MAYOR PODER OXIDANTE
Ejemplo
En el
A2+
A2+
A +
laboratorio
+
B+
+
C2+
C2+ à
se realizaron los siguientes reacciones:
à
B
+
A3+
à
no reacciona
C
+
A2+
Predecir que ocurrirá con las siguientes mezclas:
A3+ +
A
à
B
+
C2+ à
A
+
C
à
A3+ +
C
à
B+
+
A3+ à
Respuesta:
A2+ < C+2 <
A+3 <
B+
TENDENCIA A REDUCIRSE CRECIENTE
(Mayor poder oxidante)
Especies Oxidadas
B
<
A2+
<
C
<
TENDENCIA A OXIDARSE CRECIENTE
(Mayor poder reductor)
Especies Reducidas
A
RESPUESTA:
A3+
+
B
+
A
+
A3+
+
B+
+
A
C2+
C
C
A3+
à
à
à
à
à
2 A2+
NO REACCIONA
NO REACCIONA
A2+ +
C2+
NO REACCIONA
Serie de actividad
reductora de
algunos metales
En esta serie, cualquier metal que esté
por encima de otro puede desplazarlo en
la formación del compuesto (se oxida y
forma la sal u óxido).
Mg metálico
puede reaccionar
con…
Reaccionará el Pbº con
iones Fe3+?
Se disolverá el Feº en un
ácido para producir H2
gaseoso?
… iones Cu2+ y
formar Cu
metálico.
Ejemplo
Explicar la diferencia respecto a lo que ocurre
cuando se sumerge una moneda que contiene
Cuº en (a) HCl y (b) HNO3.
a
b
Ejemplos de aplicaciones de las
reacciones de óxido-reducción
• Vida diaria: uso de lavandina (hipoclorito de
sodio) para limpieza en hogar, piletas, etc. Uso de
dentífricos para aclarar los dientes (peróxidos).
Uso de pilas y baterías.
• Alimentos y nutrición: las reacciones metabólicas
para degradar los alimentos mediante la
respiración son redox. Uso de antioxidantes para
evitar reacciones en los alimentos.
• Industria: producción de hierro, acero, etc.
Corrosión del hierro