OXIDACION - Colegio Lord Cochrane

QUIMICA APLICADA A LOS FENOMENOS COTIDIANOS
Reacciones De Transferencia De Electrones
Profesor Alumno
Freddy Alejandro Guerra Ulloa
 ¿Te has preguntado alguna
vez como funciona una pila
o batería?
 ¿Por qué la madera,
papeles, carbón, etc.,
arden?
 ¿Cómo se obtienen
 ¿Por qué cuando se oxida
diversos metales a partir
de sus minerales?
un metal este pierde su
brillo?
 ¿Qué sucede con los
alimentos cuando se
descomponen?
 Bueno si lo has hecho, debe resultar difícil dar una
explicación a algo que en lo cotidiano observamos, o
bien utilizamos, sin prestar mayor atención, para obtener
energía como la electricidad, luz, calor, etc.
Aunque estos procesos parecen ser tan distintos
involucran todos ellos un fenómeno común, y esto es que:
Los elementos de las sustancias involucradas
experimentan un cambio en el estado de
oxidación, mientras que para unos aumenta para
los otros disminuye
 Recordemos que:
 Cuando los átomos de un elemento se enlazan a los
átomos de otro elemento lo hacen a través de sus
electrones de valencia
 De acuerdo a las diferencia de electronegatividades
adquieren una carga formal, un estado o número de
oxidación,
 Eº oxidación puede ser positivo o negativo, y solo si el
elemento no se encuentra combinado con otro entonces
su valor es cero.
• Entonces los procesos químicos que implican que dos
o más elementos modifiquen o cambien su estado de
oxidación experimentan una reacción de Oxidación reducción o Redox.
• Este cambio en el estado de oxidación se produce por
que entre las sustancias se provoca una transferencia de
electrones debido a que entre ellas se produce una tensión
eléctrica o diferencia de potencial, de tal modo que, un
elemento pierde electrones para cedérselos a otro
elementos que los acepta.
Ahora bien, los procesos electroquímicos
son reacciones espontáneas donde la
energía liberada se transforma en
electricidad, la cual puede ser utilizada, por
ejemplo,
para inducir procesos no
espontáneos como las electrolisis.
Entonces, se vuelve importante comprender los
siguientes conceptos:
a) Oxidación: Proceso en el cual una sustancia aumenta la
magnitud de su estado de oxidación.
b) Reducción: Proceso en el cual una sustancia disminuye la
magnitud de su estado de oxidación
c) Agente Oxidante: Sustancia que capta o acepta electrones.
d) Agente Reductor: Sustancia que cede o dona electrones.
e) Estado de oxidación: También llamado número de oxidación,
comprende el número de carga que tendría un átomo en una
molécula si los electrones fueran transferidos completamente en
la dirección indicada por la diferencia de electronegatividades.
Ahora consideremos, como ejemplo, la siguiente ecuación,
en la cual se representa lo que ocurre al introducir un trozo de zinc
metálico en una solución acuosa de sulfato de cobre (II).
Ag. Oxidante: Gana electrones
Ag. Reductor:Pierde electrones
Zn0
+
Cu+2
Zn+2
+
Reducción: Disminuye su Eº de oxidación
Oxidación: Aumenta su Eº oxidación
Cu0
Si observamos con atención veremos que el zinc
(Zn) inicialmente su estado de oxidación es cero (0) y
cambia a dos (+2) debido a la perdida de electrones
(cargas negativas), ahora bien, los electrones que cede el
zinc no quedan por ahí en el medio sino que son
captados por el ión cobre (II) (Cu+2), lo que conlleva un
cambio en su estado de oxidación, disminuyéndolo de
dos (+2) a cero (0).
Entonces podemos entender que la oxidación y la
reducción ocurren simultáneamente, y que la cantidad de
electrones ganados y perdidos es la misma cantidad.
Por otro lado, no siempre en las reacciones redox es
tan fácil ver o evidenciar los cambios de los Eº de oxidación
ya que la mayor parte de la materia esta formada por
compuestos, es decir, agrupaciones de átomos, donde las
moléculas, pueden presentar carga eléctrica o ser neutra, la
cual es el resultado de la suma de todos los estados de
oxidación de los átomos que la forman.
¿Cómo puedo
saber que elemento es el que esta cambiando su Eº de
oxidación? ¿Qué se debe hacer en dichos casos, para
saberlo?
Para determinar los estados de oxidación de elementos
presentes en una molécula se debe considerar como norma
las siguientes situaciones:
1. El estado de oxidación del hidrógeno (H) siempre es +1,
excepto en el caso de los hidruros donde esta combinado
con metales y su estado de oxidación es –1.
2. El estado de oxidación del oxígeno (O) siempre es -2,
excepto en el caso de los peróxidos y superóxidos donde
vale –1 y –3/4, respectivamente.
Por ejemplo, el nitrógeno en el amoniaco (NH3) y en el ión
nitrato (NO3-), tiene los siguientes estados de oxidación:
NH3
Eº ox. N + 3 (nº de H) * Eº ox. H = 0 (carga de la molécula)
X + 3 * (+1)
X = -3
= 0
NO3-
Eº ox. N + 3 (nº de O) * Eº ox. O = -1 (carga de la molécula)
X + 3 * (-2)
X = -1 + 6
X=+5
= -1
H
PH3:
-3
HCO3-:
+4
Cr2O7-2:
+6
C2O4-2:
MnO4-:
H C OH
H
O
CH3 C CH3
+2
O
+3
+7
-2
CH3
C
H
O
H
C
+1
+2
OH
Equilibrio de ecuaciones redox:
 Este tipo de ecuaciones se diferencia de las demás
porque sus expresiones, generalmente corresponde a
ecuaciones iónicas donde se indican las sustancias
involucradas como iones y moléculas además de los
iones propios del medio en que estas ocurren, es decir,
el pH del medio, ya sea ácido o básico, tiene insidencia
en la viabilidad de reacción, así como en el potencial de
celda.
Entonces para equilibrar una ecuacion redox
se debe considerar que, además de balancear la masa,
debe equilibrar la carga neta entre reactantes y
productos.
Entonces se deben seguir los siguientes pasos:
1. Se debe identificar las semi reacciones que se producen
en los electrodos de estas celdas electrolíticas (pilas).
Esto es, en el cátodo se produce la reducción del agente
oxidante, mientras que en el ánodo se produce la
oxidación del agente reductor
2. La cantidad de electrones ganados por el agente
oxidante y la cantidad de electrones cedidos por el
agente reductor debe ser la misma cantida, osea el
traspaso neto de electrones entre agente oxidante y
redactor es el mismo
3. El efecto del grado de acidez del medio se debe considerar
para el equilibrio dado que las reacciones ocurren en ciertos
rangos de pH. Luego si estas reacciones ocurren en:
a. Medio ácido: Se debe agregar agua donde falta oxígeno y
donde falta hidrógeno se agregan protones (H+).
b. Medio básico:
Se debe equilibrar las cargas negativas,
agregando iones hidróxilos (OH-) donde haya deficiencia de
éstas, y se agreaga en el lado contrario, generalmente, la
mitad de dicha cantidad de moléculas de agua. Ahora para
mayor certeza la cantidad de agua necesaria dependerá de
cuanto hidrógeno se requiera balancear.
POR EJEMPLO:
DESCOMPOSICION DE PERMANGANATO DE POTASIO
Materiales:
•Agua destilada
•Permanganato de
Potasio (KMnO4)
•Hidróxido de Sodio
(NaOH)
•Ácido Sulfúrico
(H2SO4)
•Etanol
•Agua Oxigenada /
Peróxido de Hidrógeno
(H2O2)
Procedimiento:
1.
Se prepara una solución diluida de
Permanganato de Potasio (KMnO4) en un
frasco limpio y enjuagado con agua
destilada
2.
En otro frasco se prepara una solución de
Hidróxido de Sodio (NaOH).
3.
Se coloca en tres matraces unos 25 ml a
30 ml de disolución de Permanganato de
Potasio (KMnO4). Numérelos de 1 a 3
Se acidifica la disolución de permanganato
de potasio del matraz Nº1 con gotas de
Ácido Sulfúrico (H2SO4)
1.
4.
Al matraz Nº2 se deja como un patrón.
5.
La disolución de permanganato de potasio
del matraz Nº3 alcaliniza agregando gotas
de la disolución de Hidróxido de Sodio.
6. Utilizando un gotario
agrega al matraz Nº1
agua oxigenada y agita
suavemente ¿Qué
sucede?, registra las
observaciones.
7. Agrega agua oxigenada al
matraz Nº 2, agita
suavemente y anota tus
observaciones
8. Finalmente agrega agua
oxigenada al matraz Nº3,
agita y anota tus
observaciones
Ahora que tienes los tres matraces con los productos de las reacciones
responde las siguientes preguntas:
¿Qué semejanzas presentaron las reacciones de cada matraz?
¿En que se diferenciaron?
¿Quién es responsable que al hacer reaccionar dos sustancias el resultado final
es distinto?
¿Qué sentido tiene de hablar de pilas alcalinas o que las baterías de los
automóviles contengan ácido sulfúrico?
Reactantes
Productos
Explicación
1.
Color violeta de la disolución
de permanganato (MnO4-) se
debe al Nº oxidación del Mn
(VII)
2.
Las burbujas de gas que
aparecen
corresponde
a
oxígeno (O2)
que se
desprende
del
agua
oxigenada
3.
La decoloración completa de
la disolución se debe a la
descomposición
del
permanganato (MnO4-) dando
origen al ión Mn2+ (incoloro)
4.
La
formación
de
un
precipitado se debe a la
formación de oxido de
manganeso (IV) insoluble
Equilibrio de ecuaciones redox
Medio ácido (H+):
MnO4-(ac) + H2O2 (l)  Mn2+(ac)
violeta
incoloro
Medio básico (OH-):
MnO4-(ac) + H2O2 (l)
violeta

+ O2 (g)
MnO2 (s) + O2 (g)
precipitado
negro
Medio Acido (H+)
1. Identificar
los estados de oxidación de reactantes y productos
2. Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción señalando la cantidad de
electrones aceptados y cedidos
3. Agrega agua en los casos que haya deficiencia de oxígeno
4. Donde falte hidrógeno agrega protones (H+)
5. La cantidad de electrones ganados y perdidos debe ser la misma
(+7)
MnO4
+
(-1)
H2O2
(0)
+2
Mn
+
Ag. Reductor / Oxidación
Ánodo
Ag. Oxidante / Reducción
Cátodo
O2
Medio Acido (H+)
-
Cátodo: MnO4 + 5 e + 8 H
+
+2
Mn
Ánodo: H2O2
O2 + 2 e + 2 H
-
+
Cátodo: 2 MnO4 + 10 e + 16 H
+2
2 Mn
+
/2
/5
+ 8 H2O
+
Ánodo: 5 H2O2
-
+ 4 H2O
5 O2 + 10 e + 10 H
+
2 MnO4 + 5 H2O2 + 6 H
+2
2 Mn
+ 5 O2 + 8 H2O
O bien:
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4
2 MnSO4 + K2SO4 + 5 O2 + 8 H2O
Medio Básico (OH-)
1. Identificar los estados de oxidación de reactantes y productos
2. Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción señalando la cantidad de electrones aceptados
y cedidos
3. Se debe equilibrar la carga negativa agregando OH- donde haya deficiendia de ésta
4. Donde falte hidrógeno agrega moléculas de agua (H2O)
5. La cantidad de electrones ganados y perdidos debe ser la misma
(+7)
MnO4
+
(-1)
H2O2
(+4)
MnO2
(0)
+
Ag. Reductor / Oxidación
Ánodo
Ag. Oxidante / Reducción
Cátodo
O2
Medio Básico (OH-)
-
Cátodo: MnO4 + 3 e + 2 H2O
MnO2 + 4 OH
-
-
Cátodo: 2 MnO4 + 6 e + 4 H2O
-
Ánodo: 3 H2O2 + 6 OH
-
/2
O2 + 2 e + 2 H2O / 3
Ánodo: H2O2 + 2 OH
2 MnO4 + 3 H2O2
-
2 MnO2 + 8 OH
-
3 O2 + 6 e + 6 H2O
2 MnO2 + 3 O2 + 2 H2O + 2 OH
O bien:
2 KMnO4 + 3 H2O2
2 MnO2 + 2 KOH + 3 O2 + 2 H2O
-
Repita la experiencia reemplazando el agua oxigenada
por etanol
1. Describa lo que sucede
2. Con cuidado tome el olor de la mezcla antes y
después de la reacción ¿Nota alguna diferencia?
3. Si la reacción que se produce es la siguiente:
MnO4-(ac)
+ CH3CH2OH (l) 
MnO2(S)
+ CH3COOH (l)
EQUILIBRELA EN MEDIO ACIDO Y BÁSICO