Oxido de reduccion

Reacciones Qímicas
Óxido - Reducción
Reacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos
experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el
proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se
reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de
electrones ganados.
Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo
de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado,
perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa
en diferentes postulados.
Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:
Oxidación: es un incremento algebraico del
número de oxidación y corresponde a la
perdida de electrones. También se denomina
oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia
de oxígeno.
Reducción: es la disminución algebraica del
número de oxidación y corresponde a la
ganancia de electrones. Igualmente se define
como la pérdida de oxígeno y ganancia de
hidrógeno.
Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla
práctica:
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido
-7
-6
-5
-4
-3
-2
-1
0
1
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido
SE OXIDA
2
3
4
5
SE REDUCE.
Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.
Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.
6
7
Agentes oxidantes: son especies químicas que
ganan electrones, se reducen y oxidan a otras
sustancias.
Agentes reductores: son especies químicas que
pierden electrones, se oxidan y reducen a otras
sustancias.
Reglas para asignar el número de oxidación: El uso de los números de oxidación parte del
principio de que en toda fórmula química la suma algebraica de los números de oxidación
debe ser igual a cero. Basado en esto se han creado las siguientes reglas:
Los elementos no combinados, en forma de
átomos o moléculas tienen un número de
oxidación igual a cero. Por ejemplo:
El hidrógeno en los compuestos de los cuales
forma parte, tiene como número de oxidación
+1:
En los hidruros metálicos el número de
oxidación es -1.
En los peróxidos el numero de oxidación del
-1
Cuando hay oxigeno presente en un compuesto oxigeno es -1: H2O2
o ion, el numero de oxidación es de -2:
El oxigeno tiene numero de oxidación +2 en
el F2O porque el F es mas electronegativo que
el oxigeno.
El número de oxidación de cualquier ion
monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo:
Los no metales tienen números de oxidación
negativos cuando están combinados con el
hidrogeno o con metales:
Los números de oxidación de los no metales
pasan a ser positivos cuando se combinan con
el oxigeno, excepto en los peróxidos.
Pasos para establecer el numero de oxidación:
Paso 1: Anotar encima de la formula los números
de oxidación de aquellos elementos con números de
oxidación fijo. Al elemento cuyo índice de
oxidación se va a determinar se le asigna el valor de
X y sumando éstos términos se iguala a 0. Esto
permite crear una ecuación con una incognita.
Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números
de oxidación conocidos:
Paso 3: Sustituir en la fórmula química los átomos
por los valores obtenidos e igualar la suma a 0,
luego despejar X y calcular el valor para ésta. El
valor obtenido para X será el número de oxidación
del Nitrógeno en el ácido nítrico: La suma
algebraica de los números de oxidación debe ser
igual a 0.
El mismo procedimiento se aplicará en el caso de los iones, con la salvedad que la suma
algebraica debe tener como resultado el número de carga del ión. Así para calcular el número
de oxidación del Cl en el ión clorato (ClO-3), la ecuación será igual a menos 1 (-1).
Paso 1: Aquí es importante recordar que el número
de oxidación del Oxígeno en un compuesto o ión es
de -2, excepto en los peróxidos donde es -1.
Paso 2: El número de oxidación del cloro en el ión
clorato es +5
Oxidación y reducción en una ecuación: para determinar si un elemento se oxida (agente
reductor) o se reduce (agente oxidante) en la ecuación pueden seguirse los siguientes pasos:
Paso 1: Escribir los números de oxidación de
cada elemento:
Paso 2: Se observa que los elementos varían
su número de oxidación:
Paso 3: Determinación de los agentes
reductores y oxidantes:
Balanceo de ecuaciones de óxido reducción (Redox): Las reacciones de óxido-reducción
comprenden la transferencia de electrones. Pueden ocurrir con sustancias puras o con
sustancias en solución. Para balancear una ecuación redox, generalmente se usan dos métodos;
el método de ión electrón o de las semiecuaciones utilizado para las ecuaciones iónicas y
el método del cambio en el número de oxidación que se puede usar tanto en ecuaciones
iónicas como en ecuaciones totales (moleculares).
Método del ión electrón:
Para balancear la siguiente ecuación:
Paso 1: Escribir la ecuación parcial para el agente
oxidante y otra para el reductor:
Paso 2: Igualar cada ecuación parcial en cuanto al
número de átomos de cada elemento. Para ello
puede añadirse H2O y H+ a las soluciones ácidas
o neutras, esto para conseguir el balanceo de los
átomos de oxígeno e hidrógeno. Si se trata de
soluciones alcalinas puede utilizarse el OH-. Así:
Esta ecuación parcial requiere que se coloque un
2 en el Cr de la derecha para igualar la cantidad
de la izquierda, además requiere de 7H2O en la
derecha para igualar los oxígenos de la izquierda
(O-27). Es por ello que para igualar los hidrógenos
del agua se coloca 14H+ en la izquierda.
Paso 3: Efectuar el balanceo de las cargas:En esta
ecuación la carga neta del lado izquierdo es 12+
y del lado derecho es 6+, por ello deben añadirse
6 electrones (e-) en el lado izquierdo:
Para la ecuación parcial:
Fe+2 Fe+3
Se suma 1 e- del lado derecho para igualar la
carga 2+ en el lado izquierdo, quedando:
Paso 4:
Ahora se igualan los electrones ganados y
perdidos, para ello se multiplica la ecuación:
Fe+2 Fe+3 + 1e- por 6, así:
Paso 5: Se suman las ecuaciones parciales y se realiza la simplificación de los
electrones:
Para comprobar que la ecuación final está balanceada, se verifican tanto el número de átomos
como el número de cargas:
Balance atómico
Izquierda
2Cr
Balance electrolítico
Derecha
Izquierda = Derecha
2Cr
-2+14+12 = 6 + 0 + 18
+24 = 24
70
70
14H
7x2 =14H
6Fe
6Fe
Método del cambio de valencia:
Balanceo de la siguiente ecuación:
Paso 1: Escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas
tratadas en este tema para asignar el número de oxidación.
Paso 2: Determinar cuales elementos han sufrido
variación en el número de oxidación:
Paso 3: Determinar el elemento que se oxida y el
que se reduce:
Paso 4: Igualar el número de electrones ganados y
perdidos, lo cual se logra multiplicando la
ecuación
Sn0 – 4e- Sn+4 por 1 y la ecuación: N+5 + 1eN+4 por 4, lo que dará como resultado:
Paso 5:
Sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el
numero de electrones perdidos y ganados que debe
ser igual:
Paso 6: Llevar los coeficientes de cada especie
química a la ecuación original:
En algunos casos la ecuación queda balanceada
pero en otros, como este es necesario terminar el
balanceo por tanteo para ello es necesario
multiplicar el agua por dos:
Balance atómico
1 Sn
1 Sn
4H
2x2=4H
4N
4N
4 x 3 = 120
2 + (4x2) + 2 = 120
Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo
El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos
en la misma cantidad, recordando que en
H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no
se cambian los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
H2O + N2O5 NHO3
Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo
agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N2O5 ------>2 NHO3
Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro
(N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de
seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
OXIDO REDUCCION
¿Qué es una reacción redox?
Una reacción redox es aquella en la que uno de los compuestos se reduce y el otro se ox ida, de
ahí su nombre.
El reactivo que se oxida está perdiendo electrones que luego cogerá el que se reduce. Y el que se
reduce está ganado los electrones que el otro ha soltado. Antiguamente lo que se creía era que
el que se oxidaba ganaba oxígeno, en realidad esto era bastante cierto, solo que era incompleto,
pues el perder electrones el que se oxida se une con el oxígeno para tener los electrones
necesarios.
Ej.:
Fe + O2 ® Fe2O3
2PbO ® 2Pb + O2
Agentes oxidantes
El oxidante es aquel de los compuestos que forman parte de una reacción redox que es capaz de
oxidar a la otra y que a su vez esta es reducida por la otra.
Ej.:
Cu ® Cu ²+ + 2e- (el cobre se oxida y es capaz de soltar electrones)
Ag+ + e- ® Ag (la plata se reduce y es capaz de coger electrones)
No se puede producir la reacción contraria porque el cobre es muy mal oxidante y la plata muy
mala reductora
Son buenos oxidantes: O2 H2 O2 los permanganatos los dicromatos H2SO4
Agentes reductores
El reductor es aquel de los compuestos que forman parte en la reacción redox capaz de reducir
al otro y que a su vez esta es oxidada por la otra.
Son buenos reductores: Los no metales y los metales de izquierda a derecha |Cu, Hg, Ag Au|
Número de oxidación
El número de oxidación es la carga real o formal que tiene un átomo en un compuesto.
Carga real: Es la carga que tiene un átomo en un determinado compuesto
Ej.:
NaCl ® Na+ + ClCarga formal: Es la carga que un átomo podría tener en un compuesto pero que no tiene.
Ej.:
H2O ® 2H+1 + OReglas para el número de oxidación
1. Todos los elementos tienen en su estado natural oxidación 0
Ej.:
Pb°
2. El oxígeno tiene en sus compuestos oxidación -2 excepto en los peróxidos que tiene -1.
Ej.:
H2SO4-2 ® H2O2-1
3. El hidrógeno tiene en sus compuestos oxidación +1 excepto en los hidruros metálicos que
tiene -1.
Ej.:
H2+1SO4-2
4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1.
Ej.:
H-1K+1
5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2.
Ej.:
K+1Mn+2O4-2
6. Los halógenos tienen en sus compuestos con los aluros oxidación -1.
Ej.:
Na+1Cl-1
7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga
de los compuestos.
Ej.:
H2+1S+6O4-2
Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta. Y si se reduce el número de oxidación
disminuye.
Ej.:
Ca+2C+4O3-2+2H+1Cl-1 ® Ca+2Cl2-1+ H2+1O-2+C+4O2-2
Cu° + 2Ag+NO3- ® 2Cu+NO3- + 2Ag°
El cobre se oxida y pierde 2 electrones los cuales toma la plata que se reduce