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Guía de actividades Nº 4
Reacciones redox: Se llama así a aquellos cambios químicos en que se
verifica pérdida o ganancia de electrones
Las reacciones redox o de óxido-reducción son aquellas donde hay movimiento
de electrones desde una sustancia que cede electrones (reductor) a una
sustancia que capta electrones (oxidante).
La sustancia que cede electrones, se oxida.
La sustancia que gana electrones, se reduce.
Puede sonar raro que la sustancia que se oxida pierda electrones y la sustancia
que se reduce gane electrones, porque uno se pregunta, ¿cómo se puede
reducir una sustancia que está ganando algo? Precisamente porque lo que está
ganando son electrones, que tienen carga negativa.
Uno en la vida puede ganar muchas cosas positivas, pero también puede
ganarse problemas, que son cosas negativas. Por suerte, ganar o perder
electrones no es problema para ninguna sustancias, pero puede serlo para ti si
no sabes cómo responder una pregunta de oxidación reducción.
La sustancia que se oxida al reaccionar, reduce a la otra sustancia con la
cual está reaccionando, porque le está quitando electrones: decimos que
es un reductor.
La sustancia que se reduce al reaccionar, oxida a la otra sustancia con la
cual está reaccionando, porque le está regalando electrones: decimos
que es un oxidante.
Resumiendo:
Cede electrones = se oxida = es reductor.
Gana electrones = se reduce = es un oxidante.
Agente oxidante: es toda sustancia, molécula o ión capaz de captar
electrones, por lo tanto se reduce.
Agente reductor: es toda sustancia, molécula o ión capaz de ceder
electrones, por lo tanto se oxida.
Oxidación: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento químico
cede electrones, lo que se traduce en un aumento de su índice de oxidación.
Reducción: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento químico
capta electrones, lo que se traduce en una disminución de su índice de
oxidación.
Guía de actividades:
1.- Calcula el índice de oxidación del elemento subrayado:
Antes de comenzar hay que saber el índice de oxidación del oxígeno es -2 (O2), el índice de oxidación del hidrógeno es +1 (H+1) y del potasio es +1 (K+1).
Para proceder se multiplica el índice de oxidación de cada elemento su subíndice, luego se hace la suma algebraica, cuyo resultado será igual a cero, pues
se trata de compuestos eléctricamente neutros.
Solución:
a) H (+1 x 2= +2) + S (X) + O (-2 x 4= -8)
+2 +X -8 = 0
X= +8 -2= +6
b) +4
c) +5
d) +6
e) +5
f) +7
2.- Indica el número de electrones captados o cedidos y nombra el
proceso (oxidación o reducción).
Solución:
a) El cinc cambió su índice de oxidación de 0 a +2, por lo tanto cedió 2
electrones y el proceso se llama oxidación.
b) El manganeso captó 5 electrones (reducción).
c) El azufre cedió 2 electrones (oxidación).
d) El cloro cedió 1 electrón (oxidación).
e) El aluminio cedió 3 electrones (oxidación).
f) El cromo captó 3 electrones (reducción).
3.- Resolución de ecuaciones redox.
Las ecuaciones redox son la representación gráfica y teórica de las reacciones
químicas de óxido-reducción. En una reacción de óxido-reducción hay
elementos que se reducen y elementos que se oxidan, los primeros ganan
electrones y los segundos pierden, o sea, hay electrones moviéndose de un
lugar a otro.
Para ajustar o equilibrar una ecuación redox hay que seguir los siguientes
pasos:
- Calcular el índice de oxidación de los elementos presentes en la ecuación.
- Indicar el número de electrones captados o cedidos.
- Nombrar el proceso: (oxidación o reducción)
- Indicar el agente oxidante y agente reductor.
- Finalmente equilibrar o ajustar la ecuación, por el método del cálculo de
índice de oxidación.
Para ajustar una ecuación se deben considerar los electrones captados o
cedidos, los cuales se anteponen en forma cruzada en los compuestos que
contienen los elementos que se oxidaron y que se
redujeron.
Aquí va otra forma de explicar estos conceptos ¿Cuál es más fácil para ti?
Conceptos básicos en reacciones Redox:
- Oxidación: ocurre cuando un elemento químico cede electrones a otro elemento que
los recibe. En este caso el elemento aumenta su carga.
Ej: Feº  Fe2+ , el Fe tenía inicialmente carga cero y aumento a carga+2, significa
que debió ceder 2 electrones para quedar así. Por lo tanto esta semi-reacción se
representa:
Feº  Fe2+ + 2e
Ej: Agº  Ag+ + 1e
O2-  O +2e
Co2+  Co3+ + 1e
Si un elemento cede electrones, debe haber otro que los tiene que recibir. Este proceso
se denomina reducción.
-Reducción: es el proceso en el cual un elemento acepta electrones, disminuyendo así su
carga eléctrica.
Ej: Fe3+ + 3e  Feº
F + 1e  FH+ + 1e  H
Por lo tanto, una reacción redox implica que debe haber una sustancia que se oxida y
otra que se reduce, ya que entre ellas se produce un intercambio de electrones.
Ej: Reacción entre el ión Cu2+ y Fe:
Cu2+ Fe  Cuº + Fe2+
Se separan ambas remi-reacciones, la de oxidación y la de reducción:
Semi-reacción de oxidación: SRO:
Fe  Fe2+ + 2e
2+
Semi-treacción de reducción: SRR: Cu +2e  Cu
Redox: Cu2+ + Fe  Cu + Fe2+
El nº de electrones cedidos y ganados es el mismo. ¿Qué ocurre cuando un elemento ced
un número de electrones que no es igual al número que necesita el otro elemento?
Ej:
Fe  Fe3+ + 3e esta semireacción se debe amplificar por 3 para tener
6e en juego
Cu2+ + 2e  Cu
esta semi-reacción se debe amplificar por 3 para tener
también 6e en juego.
Por lo tanto,
SRO:
SRR:
Cu2+
SRO:
SRR
Redox:
2Fe  2Fe3+ +6e
3Cu + 6e  3Cu
2Fe + 3Cu2+  2Fe3+ 3Cu
Fe  Fe3+ + 3e /2
+ 2e  Cu
/3
2+
Es necesario conocer dos conceptos asociados a la reacciones redox:
*) agente oxidante: sustancia que permite que ocurra la oxidación, por lo tanto ella se
reduce.
*) agente reductora: sustancia que permite que ocurra la reducción, por lo que ella se
oxida.
Entonces en el ejemplo anterior, el agente oxidante es Cu2+ y el agente reductor es el
Fe.
Otro ejemplo: Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
Estos son compuestos químicos en los que no es fácil determinar que elemento se oxidó
ni cual se redujo, por lo que es necesario aplicar ciertas reglas que permiten encontrar
las cargas de cada elemento.
Reglas para determinar el Estado de oxidación o número o índice de
oxidación de oxidación:
a) Cada elemento en su estado natural tiene estado de oxidación cero.
Ej: Cu, Fe, H2, O2, Al, He, …..
b) El oxígeno tiene estado de oxidación -2 en todos los compuestos, excepto en los
peróxidos, como el agua oxigenada H2O2 cuyo valor es -1
Ej: H2O O=-2
HNO3 O=-2
Ca(OH)2 O=-2
c) El hidrógeno presenta estado de oxidación +1 en la mayoría de los compuestos,
como:
H2O, HNO3, H2SO4, NaOH
En cambio en los hidruros metálicos el valor es -1, como NaH, CaH2, PbH4, MgH2.
d) El estado de oxidación de un ión monoatómico es igual a su carga.
Ej: Al3+=3+ O2-=-2 H+ =+1 Cu2+=+2
e) La suma de todos los estados de oxidación de un compuesto es cero , y de un ión es
igual a su carga.
Ej: HNO3 = 0 H2O =0 KMnO3 =0
NH4+ =+1 SO32- =-2
Ejemplos de aplicación de las reglas:
a) C en H2CO3
b) C en CH4
c) N en NH4+
H2 C O3
+1x2 x -2x3
+2 +x -6 =0 x=+4 este es el estado de oxidación del C
C H4
x +1x4
x + 4 = 0 x=-4 es el estado de oxidación del C
N H4+
x +1x4
x +4 = +1 x=-3 estado de oxidación del N
d) Al en Al(OH)3
e) Pb en Pb(SO4)2
f) Cr en Cr2O72-
Conocidas las reglas, entonces se puede aplicar en el ejemplo anterior:
Cu + HNO3  Cu (NO3) 2 + NO2 + H2O
Cu + HNO3  Cu N2O6 + NO2 + H2O
Cu + H N O3
 Cu N2 O6
+ N O2 +
H 2 O
0
+1x1 x -2x3
x +5x2 -2x6
x -2x2 +1x2 -2x1
+1 + x -6 =0
x +10 -12 =0
x -4 =0 +2 -2=0
0
x= +5
x = +2
x= +4
0=0
Se oxida el Cu de 0 a +2 y se reduce el N de +5 a +4
Entonces, el agente oxidante es el HNO3 y el agente reductor es el Cu
SRO: Cu  Cu2+
SRR: HNO3  NO2
Se observa en el ejemplo que el número de electrones ganados y cedidos no es el
mismo, por lo que se requiere equilibrar la reacción.
Uno de los métodos empleados es el Método ión-electrón. Las reacciones pueden
efectuarse en medio ácido o básico, por lo que se requieren de diferentes sustancias.
Equilibrio Método ión- electrón
a) medio ácido:
SRO: Cu  Cu 2+ +2e
SRR: HNO3  NO2
1º se equilibran los elementos diferentes al H y al O, en este caso ya están igualados los
N
2º: se equilibran los O agregando H2O donde falten O (aquí es en productos):
HNO3 NO2 + H2O
3º: se equilibran los H agregando H+ donde falten (aquí es en reactantes):
HNO3 + H+  NO2 + H2O
4º : se equilibran las cargas con electrones (que tienen carga (-)):
HNO3 + H+ 1e  NO2 + H2O
Luego se suman ambas semi-reacciones eliminando siempre los electrones:
SRO: Cu  Cu2+ + 2e
/1
SRR: HNO3 + H+ + 1e  NO2 + H2O /2
SRO: Cu  Cu2+ + 2e
SRR: 2HNO3 + 2 H+ + 2e  2NO2 + 2H2O
Redox: Cu + 2HNO3 + 2H+  Cu2+ + 2NO2 + 2H2O y si observas bien ,ahora la
reacción neta o total está en equilibrio .