GE 10 REDOX

Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°10, Electivo.
Reacciones Oxido- Reducción (REDOX)
Se llama Reacción Óxido-Reducción (REDOX) a una transferencia de electrones entre
átomos. Por ejemplo:
Cu+2 + e- ↔ Cu+
Donde el signo + en el átomo de cobre que se encuentra en la derecha de la reacción
representa la carga del átomo o estado de oxidación.
Estado de oxidación.
El estado de oxidación es un número asignado a un átomo para expresar cuantos
electrones ha ganado, perdido o compartido al unirse con otros al formar una molécula, en
donde:
I.
II.
Los electrones compartidos se distribuyen en el átomo más electronegativo.
Cuando ambos átomos son iguales, dichos electrones se distribuyen
equitativamente.
Para asignar el número de oxidación se siguen las siguientes reglas arbitrarias:
1. El estado de oxidación de un átomo en un elemento libre (no combinado) es cero.
2. La suma de todos los estados de oxidación de todos los átomos en una molécula o
formula unitaria es cero.
3. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos de un ión es igual a su carga,
tanto en magnitud como en signo. Si el ión es un solo átomo su carga es igual a su
estado de oxidación.
4. El estado de oxidación del oxígeno es -2 en todos los compuestos, excepto en:
I.
En Peróxidos, en que es -1 (ejemplo: H2O2).
II.
En Superóxidos, en que es -1/2 (ejemplo: KO2).
III.
El compuesto OF2 dónde es +2.
5. El estado de oxidación del H es +1 en todos los compuestos, salvo en los hidruros
metálicos, en los que es -1 (ejemplo: LiH).
6. Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) tienen en sus compuestos un estado de
oxidación +1; mientras que los metales alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) tienen
uno de +2.
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7. En compuestos binarios con metales (compuestos que tiene solamente dos elementos)
los halógenos (F, Cl, Br, I) tiene estado de oxidación -1, los átomos del grupo de
elementos del oxígeno (O, S, Se, Te) tienen estado de oxidación de -2, y aquellos del
grupo del nitrógeno (N, P, As, Sb) tienen un estado de oxidación -3.
Ejemplo:
Calcular el estado de oxidación del S en H2SO4 y en Na2S4O6.
Actividad 1:
Solución: Tomando en cuenta las reglas n° 2, 4 y 5,
tenemos que para el H2SO4:
¿Por qué el azufre tiene distintos
valores en su estado de oxidación
en estos dos compuestos?
( )
( )
( )
( )
(
(
)
)
Tomando en cuenta las regalas n° 2, 4 y 6, para el caso del S en Na2S4O6 tenemos que:
(
)
(
( )
( )
)
(
(
)
)
Oxidación.
Se dice que un elemento o compuesto se oxida cuando pierde electrones. Esto hace que exista
un aumento en el número o estado de oxidación de al menos un elemento.
Semi-reacción de oxidación: Proceso en que se “pierden” electrones.
→
Reducción.
Se define como la ganancia de electrones por parte de una especie química. Esto produce una
disminución del estado de oxidación de al menos un elemento
Semi-reacción de reducción: Proceso en que se “ganan” electrones.
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→
Puesto que en una reacción química no es posible ganar o perder electrones realmente,
es decir, crearlos o destruirlos, ambos procesos deben suceder simultáneamente, por lo tanto
los electrones que se pierden en la oxidación se ganan en la reducción. Las reacciones redox
involucran una transferencia de electrones.
Ejemplo:
Zn + Cu+2 ↔ Cu + Zn+2
Semi-reacción oxidación: Zn →
Zn+2 + 2e-
Semi-reacción reducción: Cu+2 + 2e- →
Cu
→
→
En este caso el zinc pierde electrones (se oxida) y el cobre gana electrones (se reduce).
-
-
-
Cuando se produce una oxidación, un átomo de algún compuesto sufre un aumento en
el estado de oxidación. En el ejemplo anterior el Zn pasa a Zn+2.
Cuando se produce una reducción, un átomo del algún compuesto sufre una
disminución en su estado de oxidación. En el ejemplo anterior el Cu+2 pasa a Cu.
La sustancia que se oxida (que pierde electrones) en una reacción REDOX posibilita el
proceso reductivo acompañante; este compuesto se llama AGENTE REDUCTOR.
En el ejemplo anterior el agente reductor es el Zn
La sustancia que se reduce (que gana electrones) posibilita el proceso oxidante que se
desarrolla simultáneamente; este compuesto se llama AGENTE OXIDANTE. En el
ejemplo anterior el agente oxidante es el Cu+2.
La sustancia generada por la oxidación del agente reductor se llama SUSTANCIA
OXIDADA. En el ejemplo anterior la sustancia oxidada generada es Zn+2.
La sustancia generada por la reducción del agente oxidante se llama SUSTANCIA
REDUCIDA. En el ejemplo anterior la sustancia reducida generada es Cu.
Esquemáticamente:
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SE OXIDA
AGENTE
OXIDANTE
+
AGENTE
REDUCTOR
SUSTANCIA
OXIDADA
+
SUSTANCIA
REDUCIDA
TRANSFERENCIA DE
ELECTRONES
SE REDUCE
Balance de ecuaciones REDOX.
El procedimiento para balancear ecuaciones en la que hay transferencia de electrones se
llama método de los estados de oxidación, cuyas principales etapas son:
1. Asignar los números de oxidación a aquellos átomos en los que dicho número cambia.
2. Establecer el número de electrones transferidos por cada átomo
3. Establecer el número de electrones transferidos por cada molécula de agente reductor y
oxidante.
4. Igualar la pérdida y ganancia de electrones, asignando coeficientes apropiados a los
agentes oxidante y reductor.
5. Asignar por inspección los coeficientes de las demás fórmulas de modo que se cumplan
los principios de conservación de la materia y carga eléctrica.
Ejemplo: Balancear la ecuación:
→
1° paso: Determinar los estados de oxidación para cada átomo de cada molécula
participante, según las reglas indicadas anteriormente:
→
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2° y 3° paso: Las especies que cambian su estado de oxidación son el Carbono y el
Manganeso.
Para el caso de
transfiere:
Para el caso de
ó
transfiere:
.
ó
.
4° paso: Igualar la pérdida y ganancia de electrones.
Semi-reacción Oxidación:
→
Semi-reacción Reducción:
→
Multiplicamos por el factor común de la cantidad de electrones necesaria para equilibrar
la pérdida y ganancia de electrones, que en este caso es 2 y 1:
→
→
Sumamos:
→
y remplazamos los coeficientes en la ecuación inicial:
→
-
En este caso se coloca un coeficiente estequiométrico igual a 1 en
, dado que la
molécula ya contiene
La ecuación NO ESTA BALANCEADA totalmente, por simple inspección (5° paso) se
deben balancear el resto de los componentes. En este caso:
→
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Celdas Galvánicas.
Es un dispositivo que produce energía eléctrica, gracias a la energía liberada en una
reacción REDOX.
La reacción de reducción y oxidación tiene lugar en dos zonas separadas, denominadas
semi celdas. Cada semi celda posee un electrodo en donde ocurre la oxidación (ÁNODO) y la
reducción (CÁTODO).
Para el ejemplo mostrado en la figura, cada semi-reacción de reducción estándar, tiene
un potencial estándar o FEM ESTÁNDAR, que se define como el voltaje que genera una celda
en base a un electrodo cero.
→
→
Sumando las semirreacciones respectivas para obtener la ecuación REDOX neta:
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→
→
→
Es decir, la celda mostrada anteriormente genera 1,09[V] en condiciones estándar de
25[°C] y concentraciones 1 [M].
Celda electrolítica.
Es un dispositivo que requiere energía eléctrica para que funcione, en la cuál ocurre una
reacción de electrólisis (proceso en el cual se produce una reacción química como resultado
del paso de una corriente eléctrica). En el ánodo se produce la oxidación, mientras que en el
cátodo se produce la reducción.
Se emplea en la refinación del cobre. En este proceso, el cobre fundido se amolda en
ánodos y se deposita en una solución de sulfato de cobre. Este electrodo se destruye o
deshace, dejando en solución iones Cu+2. Este ión se deposita en una lámina de cobre (el
cátodo), la cual se engruesa, pues se deposita el cobre que hay en la solución. Así de obtiene
el cobre electrolítico con una pureza del 99,9%.
Esquemáticamente:
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Ejercicios.
1.
Al balancear las siguientes semirreacciones:
i) 2Cl   Cl2
ii) NO3  NO
El número de electrones involucrados en las semirreacciones I y II es,
respectivamente:
A)
B)
C)
D)
E)
2.
i
ii
1
1
2
2
2
3
5
2
3
5
En la electrólisis del NaCl fundido
i) se requiere energía eléctrica.
ii) se genera cloro (Cl2) en el cátodo.
iii) se reduce el ión Na+.
Es (son) correctas:
A)
B)
C)
D)
E)
Sólo I.
Sólo II.
Sólo II y III.
Sólo I y III.
I, II y III.
3. Si en una reacción química el número de oxidación de un átomo aumenta, el
átomo se ha oxidado. ¿Cuál de las siguientes reacciones es de oxidación?
A) Zn2  Zn0 .
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B) Cl2  2Cl  .
C) S 0  S 2 .
D) Fe2  Fe3 .
E) Ce4  Ce2 .
4.
En una reacción de oxidación-reducción siempre hay transferencia de:
i) electrones.
ii) protones.
iii) neutrones.
Es (son) correctas:
A)
B)
C)
D)
E)
Sólo
Sólo
Sólo
Sólo
Sólo
en
en
en
en
en
I.
II.
III.
I y II.
II y III.
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