Número de oxidación

REACCIONES REDOX
Proceso de oxidación
Fe + O2 + H2O Æ FeO(OH) + HO-
Número de oxidación
(o estado de oxidación)
• “Es la carga que tendría un átomo si todos sus
enlaces fueran iónicos”.
• En el caso de enlaces covalentes polares se
supone que el par de electrones compartido está
totalmente desplazado hacia el elemento más
electronegativo.
• El número de oxidación no tiene por qué ser la
carga real que tiene un átomo, aunque a veces
coincide.
Asignación de estados de oxidación
• Un elemento en estado neutro (no combinado
con otros) tiene E.O. igual a cero. Ej.: Na, H2, P4, S8
• El E.O. de un ion monoatómico es igual a su
carga. Ej: para el Na+ el E.O. es +1
• La suma de los E.O. de todos los átomos en un
compuesto neutro es igual a cero.
• La suma de los E.O. de todos los átomos en un
ion poliatómico es igual a su carga total.
Ej: para el CO3-2 es igual a -2
Asignación de estados de oxidación
• El hidrógeno (H) tiene E.O. = +1. Excepción: hidruros
metálicos (E.O = –1)
• El oxígeno (O) tiene E. O. = -2 en óxidos, ácidos y
sales oxácidas. Excepciones: peróxidos (O22-), con E.O. = -1,
superóxidos (O2-) y ozónidos (O3-) y compuestos con flúor.
• Los metales que forman parte de compuestos
siempre tienen E.O. positivos. Los elementos de los
grupos 1 y 2 tienen E.O. = +1 y +2, respectivamente.
Ej: K (grupo 1): +1 ; Ca (grupo 2): +2
• Los elementos del grupo 3 tienen en gral. E.O. = +3
• El F siempre tiene E.O. = -1 en sus compuestos
Para los no metales…
Conviene sacarlos a partir de las otras reglas.
P. ej.:
El azufre (S) tiene E.O. = +2, +4 y +6 según
comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia
con un elemento más electronegativo (por
ejemplo O). Si forma un sulfuro tiene E.O. = -2.
Ejemplo
Calcular los números de oxidación de todos los
átomos en:
ZnSO4 , SO2 , CO2 , HClO3 , Cr2O72-
REACCIONES DE TRANSFERENCIA
DE ELECTRONES
(Reacciones Redox)
• Reacciones en las que hay ganancia o pérdida
de electrones
• Hay cambios de números de oxidación
OXIDACIÓN: - Pérdida de electrones
- Aumento en el nro de oxidación
Cu → Cu2+ + 2e–
REDUCCIÓN: - Ganancia de electrones
- Disminución en el nro de oxidación
Ag+ + 1e– → Ag
Siempre que se produce una oxidación debe
producirse simultáneamente una reducción.
Cada una de estas reacciones se denomina
hemirreacción.
Ejemplo
Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones,
justificando de qué tipo son:
a) HCl + NH3 → NH4Cl.
b) CaCO3 → CaO + CO2.
c) Cl2 + Na → NaCl.
d) H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2.
Ejemplo
• Comprobar que la reacción de formación de hierro:
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
es una reacción redox.
• Indicar los números de oxidación de todos los
elementos antes y después de la reacción.
Cu +AgNO3
• Introducimos un electrodo de cobre
en una disolución de AgNO3
• Espontáneamente el cobre se
oxidará (pasando a la disolución
como Cu2+) y la Ag+ de la misma se
reducirá (pasando a ser plata
metálica):
Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación)
023_REDOXREACTS2.mov
Ag+ + 1e– → Ag (reducción)
Zn + Pb(NO3)2
• Introducimos una lámina de
cinc en una disolución de
Pb(NO3)2.
• La lámina de Zn se recubre
de una capa de plomo:
Zn →Zn2+ + 2e– (oxidación)
Pb2+ + 2e–→ Pb (reducción)
Agentes oxidantes y reductores
• Agente oxidante: - Sustancia capaz de oxidar a
otra.
- Se reduce.
• Agente reductor: - Sustancia capaz de reducir a
otra.
- Se oxida.
Ejemplo:
agente reductor
agente oxidante
Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2 Ag
Zn → Zn2+ + 2e–
Ag+ + 1e– → Ag
(OXIDACIÓN)
(REDUCCIÓN)
Ajuste de reacciones redox
Método del ión-electrón
Se tienen que cumplir:
• Conservación de la masa
• Conservación de la carga
Hay que escribir las dos hemirreacciones que
tienen lugar, ajustar las masas y después igualar
el número de e– de ambas, para que al sumarlas
los electrones desaparezcan.
Etapas en el ajuste redox
Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag
1) Identificar los átomos que cambian su nro. de oxidación.
2) Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que
existan realmente en disolución, ajustando el número de
átomos.
3) Ajustar el número de electrones, de forma que al sumar las
dos hemirreacciones éstos desaparezcan.
4) Escribir la reacción química completa utilizando los
coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones
que no intervienen directamente en la reacción redox.
5) Comprobar que la reacción quede equilibrada.
Ajuste de reacciones en disolución
acuosa ácida o básica.
Si hay iones poliatómicos con O, el ajuste se complica pues
aparecen también H+, OH– y H2O.
En medio ácido:
Los átomos de O que se pierden en la reducción forman
agua (los que se ganan en la oxidación provienen del
agua). Los átomos de H provienen del ácido.
En medio básico:
Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierden
en la reducción) provienen de los OH–, necesitándose
tantas moléculas de H2O como átomos de oxígeno se
ganen o pierdan.
Ajuste redox en medio ácido
1) Identificar los átomos que cambian su nro de oxid.
2) Escribir las hemirreacciones con moléculas o iones
que existan realmente. Completar con H+ y / o H2O.
3) Ajustar el número de electrones para que
desaparezcan.
4) Escribir la reacción química completa.
5) Comprobar que la reacción quede equilibrada.
Ej: equilibrar la siguiente reacción redox:
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
H2O2 + KMnO4
H+
( MnO4- + 5e- + 8H+ → Mn+2 + 4 H2O )x2
reducción
(H2O2 → O2 + 2e- + 2H+ )x5
oxidación
2 MnO4- + 5 H2O2 + 6H+→ 2Mn+2 + 5 O2 + 8 H2O Ec. iónica
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5 O2 + K2SO4 + 8 H2O
Ec. molecular
Zn + HNO3 (c)
Zn → Zn+2 + 2e( NO3- + e- + 2H+ → NO2 + H2O )x2
oxidación
reducción
Zn + 2 NO3- + 4H+→ Zn+2 + 2 NO2 + 2 H2O
Ec. iónica
Zn + 4 HNO3 → Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Ec. molec.
Ajuste redox en medio básico
1) Identificar los átomos que cambian su nro. de oxid.
2) Escribir las hemirreacciones con moléculas o iones
que existan realmente. Completar con OH- y / o H2O.
3) Ajustar el número de electrones para que
desaparezcan.
4) Escribir la reacción química completa.
5) Comprobar que la reacción quede equilibrada.
Ej: equilibrar la siguiente reacción redox:
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
Otro ejemplo:
KMnO4 + NaNO2
OH-
(MnO4- + 3e- + 2 H2O → MnO2+ 4 OH- )x2
reducción
(NO2- + 2OH- → NO3- + 2e- + H2O )x3
oxidación
2 MnO4- + 3 NO2- + H2O → 2 MnO2 + 3 NO3- + 2OHEc. iónica
2 KMnO4 + 3 NaNO2 + H2O → 2 MnO2 + 3 NaNO3 +
2 KOH
Ec. molecular
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Zn + Cu+2 → Zn+2 + Cu
Zn → Zn+2 + 2 e
Cu+2 + 2 e → Cu
023_REDOXREACTS2.mov
Flujo de electrones
Ánodo
Puente salino
Circuito
Oxidación
Reducción
Pila de Daniell
Cátodo