Oxidación: pérdida de electrones Reducción: ganancia de electrones

26/10/2011
Reacciones químicas
Reacciones de neutralización
HCl + NaOH Æ NaCl + H2O Reacciones de precipitación
2KI + Pb(NO3)2 Æ PbI2 + 2KNO3
Reacciones de óxido‐reducción (o reacciones redox)
Reacciones en las que algún elemento de las sustancias intervinientes cambia su número de oxidación.
Mg + 2HCl Æ MgCl2 + H2
Oxidación: pérdida de electrones
Reducción: ganancia de electrones
Reacciones de óxido‐reducción (o reacciones redox)
•Una especie química se oxida cuando pierde electrones y su estado de oxidación aumenta.
•Una especie química se reduce cuando gana electrones y su estado de oxidación disminuye.
En una reacción redox, una especie se oxida y otra se reduce.
Compuesto A reducido
(agente reductor)
A se oxida, perdiendo electrones
La sustancia que es oxidada pierde electrones
La sustancia que es reducida gana electrones
Compuesto B oxidado
(agente oxidante)
B se reduce, ganando electrones
Compuesto
reducido B
Compuesto
oxidado A
•Un oxidante es una especie que provoca la oxidación de otra especie y como consecuencia se reduce.
* Un reductor es una especie que provoca la reducción de otra especie y como consecuencia se oxida.
Cu° + 2Ag+
Cu2+ + 2Ag°
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Zn° + Cu2+
Zn2+ + Cu°
Compuesto o ión
Esta especie no puede ser oxidada
El reactivo A puede ser: El
reactivo A puede ser:
un átomo neutro, un ión monoatómico, un ión poliatómico o una molécula Esta especie no puede ser reducida
Método del ión‐electrón
Método para equilibrar reacciones de óxido reducción en solución acuosa que se llevan a cabo en medio ácido (exceso de H+ en la solución) o en medio alcalino (exceso de OH‐ en la solución)
Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 Æ Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
Na2SO3 + KMnO4 Æ Na2SO4 + MnO2 + KOH
estado de oxidación
Semirreacción de reduccción (agente oxidante)
Las reacciones redox pueden separarse en 2 semirreacciones: semirreacción de oxidación semirreacción de reducción
No reacciona
Semirreacción de oxidacción (agente reductor)
Zn2+ + Cu°
1‐ Identificar agente oxidante y agente reductor.
2‐ Escribir los reactivos y los productos para la hro y la hrr.
3‐ Sumar los electrones de lado de la hemirreación que corresponda
4‐ Equilibrar masas y cargas usando:
H+ y H20 cuando la reacción se realiza en medio ácido.
HO‐ y H20 cuando la reacción se realiza en medio alcalino.
5 Equilibrar las 2 hemirreacciones, de manera que los electrones 5‐
Equilibrar las 2 hemirreacciones de manera que los electrones
ganados en la reducción sean iguales a los perdidos en la oxidación.
6‐ Sumar las dos hemirreacciones y trasladar los coeficientes estequiométricos a la ecuación química global.
El método del ión‐electrón permite encontrar los coeficientes estequiométricos sólo de las especies que participan en la redox. Los iones “espectadores” deben equilibrarse al tanteo.
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Reacción de oxidación
El carácter oxidante o reductor de una especie depende de la especie con la que reacciona.
Reductor fuerte
Oxidante débil
Estos elementos reaccionan rápidamente con soluciones acuosas de iones H+
(ácidos) o con H2O líquida para producir H2
gaseoso
Estos elementos reaccionan con soluciones acuosas de iones H+ (ácidos) o con vapor de H2O para producir H2 gaseoso
H2O2 + KMnO4 + H2SO4 Æ O2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
Estos elementos reaccionan con soluciones acuosas de iones H+ (ácidos) producir H2
gaseoso
H2O2 + KI + H2SO4 Æ I2 + K2SO4 + H2O
Reductor débil
Oxidante fuerte
Estos elementos no reaccionan con soluciones acuosas de iones H+ (ácidos) producir H2 gaseoso
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