REACCIONES DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN

REACCIONES DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN
Logros:
Identificar una reacción redox
Reconocer los elementos de una ecuación redox
Balancear una ecuación química mediante varios métodos
Las reacciones químicas pueden clasificarse en dos grandes grupos:
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Reacciones en las que no hay transferencia de electrones.
Reacciones en las que hay transferencia de electrones de un átomo a otro.
Ilustremos el primer caso con la siguiente ecuación:
NaCl(ac) + AgNO3 → AgCl(S) +
NaNO3(AC)
Al reaccionar las soluciones de cloruro de sodio y nitrato de plata, están presentes los iones: Cl+, Na+, NO3- y
Ag+. Los iones Cl- y Ag+ forman un precipitado blanco, en tanto que los iones Na+ y NO3- quedan en solución, como
se encuentran inicialmente, sin modificar su número de oxidación.
Las reacciones del segundo grupo, que se producen con transferencia de electrones, se conocen como
reacciones de óxido- reducción. En ellas hay cambio en el número de oxidación.
La oxidación: es el cambio químico en el que un átomo o grupo de átomos pierden electrones aumentando
su número de oxidación.
Ejemplo: Al0 + En → Al3+ + 3e- (el Al cambia su N° de oxidación de 0 a 3+)
La reducción ocurre cuando el número de oxidación de un átomo disminuye por ganancia de electrones.
Ejemplo: Fe3+ + 1 e- → Fe2+ + En ( El Fe cambia su número de oxidación de 3+ a 2+)
Los procesos de oxidación y de reducción ocurren en forma simultánea, por lo que el número de electrones
que se ganan en la reducción deben ser igual a los que se pierden en la reducción. La sustancia que que pierde
electrones en una reacción redox es el agente reductor y la que acepta los electrones , el agente oxidante .
Ejemplo: Al + HCl → AlCl3 + H2
Escribimos los números de oxidación de cada átomo en los reactivo y en los productos y tenemos:
Al0 → Al3+ + 3e-
(OXIDACIÓN)
2H1+ + 2e- → H20
(REDUCCIÓN)
El Al aumenta su N° de oxidación de 0 a 3+, pierde electrones por lo que se oxida y se convierte en el agente
reductor.
El H, disminuye su N° de oxidación de 1+ a 0, gana electrones por tanto se reduce y se convierte en el agente
oxidante.
Para determinar el N° de oxidación de (que expresa la carga positiva o negativa asignada a cada átomo de un
ión o un compuesto) se puede tomar en cuenta las siguientes reglas:
El N° de oxidación de un elemento en estado libre es siempre cero (Fe, Cl2, otros)
El N° de oxidación de los iones simples es igual a la carga del ión (Na+ es 1+)
El N° de oxidación del H combinado es (1+), excepto en los hidruros en donde es (1-)
El N° de oxidación del oxígeno es (-2) excepto en los peróxidos en donde es (-1)
En los compuestos la suma algebraica de los números de oxidación positivos y negativos debe ser cero.
Ejemplo: Determine el N° de oxidación del N en el ácido nítrico:
Solución: Número de oxid. de H + Número de oxid. De N +3 (Número de oxid. Del O)= 0
(1+) +
N + 3(-2) = 0
N° de oxid. del N = -1 -6 = 5+
EJERCICIO PRÁCTICO
(Determine el N° de oxidación en compuestos Binarios y Ternarios)
Determine el N° de oxidación del elemento señalado.
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P en Na3PO4
V en LiVO3
S en BaS
C en BaCO3
S en K2SO4
Cl en HClO
Dadas las siguientes reacciones, señale el número de oxidación para las sustancias indicadas:
a) 2K + Br2 → 2KBr
K (elemental ) ______
Br2 (elemental) ______
K en el KBr _________
Br en el KBr __________
b) Zn + S → ZnS
Zn (elemental) ______
S (elemental) _______
Zn en el ZnS ________
S en el ZnS _________
Dada la siguiente ecuación química:
C + H2SO4 → CO2 + SO2 + H2O
Contesta:
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Oxidación de cada uno de los elementos
Semirreación de oxidación
Semerreacción de reducción
Elemento oxidado
Elemento reducido
Agente oxidante
Agente reductor
BALANCE DE ECUACIONES OXIDO REDUCCIÓN
Método electrón valencia .
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Para aplicar este método de balance hay que seguir las siguientes reglas:
Escribir correctamente la ecuación
Asignar el N° de oxidación a cada elemento en los compuestos de la ecuación.
Identificar los elementos que cambian su N° de oxidación.
Escribir la semirreacción de oxidación colocando la diferencia de electrones en el lado de
los productos.
Escribir la semirreacción de reducción colocando la diferencia de electrones en el lado de
los reactivos.
Las semirreacciones se escriben una debajo de la otra.
Balancear el N° de electrones ganados y perdidos por medio de coeficientes que se colocan
frente a las semirreacciones parciales.
Se suman las ecuaciones parciales y los coeficientes resultantes se escriben en la ecuación
general.
Se termina de balancear por ensayo y error.
Verificar que el N| de átomos en los reactivos sea el mismo en el producto.
Balance de Ecuaciones por el método del estado de oxidación o electrón valencia
Ejemplo N° 1: Balancear la siguiente ecuación por el método del estado de oxidación:
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2
H2O
1) El estado de oxidación del Mn varía de +7 (en KMnO4) a +2 (en MnCl2) y el del Cl varía de -1
(en HCl) a 0 (en Cl2).
K Mn+7 O4
+ HCl-1
→ KCl + Mn+2 Cl2
+7
Mn disminuye 5 (reducción) y pasa a Mn
Cl-1 aumenta 1 (oxidación ) y pasa a Cl20
2) Esquema de igualación de electrones:
Mn+7 + 5e- → Mn+2
2Cl- → Cl20 + 2e-
+ Cl20
→H2O
+2
Reducción (ganancia de 5e-)
Oxidación (pérdida de
(2a)
2e-)
(2b)
Para que el número de electrones ganados y perdidos sea iguales, se debe multiplicar la
ecuación 2ª por 2 y la 2b por 5:
2 Mn+7 + 10e- → 2Mn+2
10 Cl-1 → 5Cl2 + 10e3) Por lo que el coeficiente de KMnO4 es 2 y el de MnCl2
2KMnO4
(2c)
(2d)
también es 2.
+ 10HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O
Los 8 átomos de oxigeno de 2KMnO4 forman 8 H2O . Para 8H2O se necesitan 16H que son
proporcionados por 16HCl. 2 moléculas de KMnO4 contienen 2K por lo que se obtendrá 2
KCl. La ecuación final quedará así:
2KMnO4 + 16 HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
Eemplo N° 2:
Balancee la siguiente ecuación por el metódo ión-electrón:
H2S + O2 → SO2 + H2O
1) El estado de oxidación del S varía de -2 (en el H2S) a +4 ( en el SO2). El estado de
oxidación del oxígeno vará de 0 (en O2) a -2 (en SO2 y H2O)
H2S-2
+ O 20
→ S+4 O2
+ H2O-2
S-2 aumenta en 6 (oxidación) y pasa a S+4
O20 disminuye su número de oxidación en 2 y pasa a O-2
2) Esquema de igualación de electrones:
S-2
→ S+4 + 6e-
O20 + 4e- → 2 O-2
Oxidación: Pierde electrones
Reducción: gana electrones
(2a)
(2b)
para que el número de electrones ganados y perdidos sean iguales multiplicamos la
ecuación 2a por 2 y la 2b por 3 , quedando así:
2S-2
→ 2S+4 + 12e-
3 O2 + 12e- → 6 O-2
Por ello el coeficiente de H2S y de SO2 es 2 Y el de O2 es 3
Los 4 H a la izquierda producen 2H2O a la derecha, y la ecuación quedará así:
2 H2S + 3 O2 → 2SO2 + 2H2O
Ejercicio práctico: COMPLETAR Y BALANCEAR POR EL MÉTODO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN.
1. Cr2O72- + Fe+2 → Cr3+ Fe3+
2. Fe2O3 + C2 → Fe + CO2
3. Para cada una de las ecuaciones anteriores diga cual es el elemento oxidado, cual elreducido, el
agente oxidante y el reductor.