2. número de oxidación

REACCIONES REDOX
1.
2.
3.
4.
Oxidación y reducción.
Número de oxidación.
Ajuste de ecuaciones redox.
Valoraciones redox.
Química 2º bachillerato
Reacciones redox
1
0. CONOCIMIENTOS PREVIOS
Los conocimientos previos que son necesarios
dominar y ampliar son:
• El número de oxidación.
• La ionización y los iones.
• La molaridad.
• El equilibrio y su constante.
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2
1. OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
Las reacciones redox o de oxidación-reducción son
reacciones de transferencia de electrones.
Una reacción redox esta formada por dos partes
denominadas semirreacciones, son:
• La semirreacción de oxidación.
• La semirreacción de reducción.
Son reacciones de equilibrio (con todo lo que ello
conlleva).
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3
1. OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
La semirreacción de oxidación:
La semirreacción de reducción:


R1  n  e  O1
O2  n  e  R2
Es una reacción de pérdida de e(o aumento del número de
oxidación).
Es una reacción de ganancia de
e- (o disminución del número de
oxidación).
El oxidante o agente oxidante es
la sustancia que produce la
oxidación de otra sustancia
sustrayéndola e- (el gana eproduciendo la oxidación del
reductor). El oxidante se
reduce.

2
2
El reductor o agente reductor
es la sustancia que produce la
reducción de otra sustancia
cediéndole e- (el pierde eproduciendo la reducción del
oxidante). El reductor se oxida.
O  ne  R
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Reacciones redox

R1  n  e  O1
4
1. OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
En esencia, la reacción redox se puede
presentar como una reacción de pares
conjugados donde uno gana e- y el otro pierde e.
R1  O2  O1  R2
El total de e- que se ganan y que se pierden
tienen que ser el mismo. Esto se extiende a que
el número de equivalentes de oxidante y de
reductor que reaccionan tienen que ser iguales
(pero la valencia nos la da el número de e-).
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2. NÚMERO DE OXIDACIÓN
El número de oxidación o estado de oxidación
del átomo de un compuesto es la carga
eléctrica asignada a dicho átomo.
Un elemento se oxida cuando aumenta su número
de oxidación.
Un elemento se reduce cuando disminuye su
número de oxidación.
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2. NÚMERO DE OXIDACIÓN
Para conocer el número de oxidación:
• Es cero para todos los elementos libres, en cualquiera de sus variedades
(H2,S8, He, Na, …).
• En las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion
(Al3+,S2-,…).
• El hidrógeno tiene siempre +1 (excepto en hidruros metálicos que es -1).
• El oxígeno es siempre -2 (excepto en los peróxidos que es -1).
• En los metales alcalinos es siempre +1 y en los alcalinotérreos es
siempre +2.
• En los halógenos en haluros es siempre -1.
• La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de una
molécula neutra es cero, en los iones es igual a su carga neta.
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2. NÚMERO DE OXIDACIÓN
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EJERCICIO-EJEMPLO
Determina los estados de oxidación de
todos los elementos químicos presentes
en las siguientes sustancias: ácido
sulfúrico, ácido nítrico, ácido fosfórico,
ácido hipocloroso, cloruro de calcio,
sulfato de hierro (III), yoduro de
plata, trióxido de azufre, ion sulfito,
ion cromato, ion perclorato, ion nitrito.
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3. AJUSTE DE ECUACIONES REDOX
Los electrones intercambiados en una
reacción redox no se muestran
explícitamente, haciendo más complicada
la igualación estequiométrica.
Para facilitar este ajuste se usa el método
del ion-electrón, busca el ajuste atómico
y eléctrico.
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3. AJUSTE DE ECUACIONES REDOX
Pasos del método del ion-electrón:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Se escriben los reactivos y los productos sin ajustar.
Se escriben los números de oxidación de cada átomo de la reacción.
Se detectan las especies con átomos que varíen su estado de oxidación.
Se escriben ambas semirreacciones poniendo solo las especies (iones,…)
cuyos átomos experimentan cambios.
Se ajustan las semirreacciones (con agua y protones en medio ácido y con
agua e hidróxilos en medio básico). Se indican los e- y se indica las
semirreacciones de oxidación y reducción.
Multiplico las semirreacciones para igualar los e- totales ganados y
perdidos.
Sumo las semirreacciones obteniendo una ecuación iónica (y reduciendo si
es posible).
Traslado los coeficientes de los iones a sus respectivas especies en la
ecuación global (entre dos coeficientes elijo al mayor).
Ajusto por tanteo las especies que no han tomado parte en la ecuación
redox y pertenecen a la ecuación global.
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3. AJUSTE DE ECUACIONES REDOX
1
KI  KMnO4  H 2 SO4  K2 SO4  I 2  MnSO4  H 2O
2 K 1I 1  K 1Mn7O42  H 21S 6O42  K21S 6O42  I 20  Mn2 S 6O42  H 21O 2
3 K 1I 1  K 1Mn7O42  H 21S 6O42  K21S 6O42  I 20  Mn2 S 6O42  H 21O 2
4
 I 1  I 2

1
2
MnO

Mn

4



2e
5  2  I 1 
 I2

5 
5e

1
 Mn 2  4  H 2O
2  8  H  MnO4 


2e
1

2

I

 I2

6 
5e

1
2
8

H

MnO


Mn
 4  H 2O


4

7
10  I 1  16  H   2  MnO41  5  I 2  2  Mn2  8  H 2O
8
10  KI  2  KMnO4  8  H 2 SO4  K2 SO4  5  I 2  2  MnSO4  8  H 2O
9
10  KI  2  KMnO4  8  H 2 SO4  6  K2 SO4  5  I 2  2  MnSO4  8  H 2O
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EJERCICIO-EJEMPLO
Ajusta por el método del ion-electrón
siguientes reacciones en medio ácido:
las
a) K2Cr2O7 + HI + HClO4  Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2
+ H2 O
b) KIO3 + KI + H2SO4  I2 + K2SO4 + H2O
c) K2Cr2O7 + HCl  CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
d) I2 + HNO3  NO + HIO3 + H2O
e) KMnO4 + FeCl2 + HCl  MnCl2 + FeCl3 + KCl +
H2 O
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EJERCICIO-EJEMPLO
Ajusta por el método del ion electrón las
siguientes reacciones en medio básico:
a) MnO2 + KClO3 + KOH  K2MnO4 + KCl +
H2O
b) Br2 + KOH  KBr + KBrO3 + H2O
c) KMnO4 + NH3  KNO3 + MnO2 + KOH +
H2O
d) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl
+ K2SO4 + H2O
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4. VALORACIONES REDOX
En las valoraciones redox se puede conocer la concentración de un reactivo
oxidante (o reductor) a partir de su valoración con otro reactivo
reductor (u oxidante) de concentración conocida.
Son análogas a las valoraciones ácido-base. La diferencia radica en que la
valencia nos la da el número de electrones ganados o perdidos en cada
una de las semirreacciones (también se puede sacar de la reacción
global).
En el punto de equivalencia de la valoración, las cantidades relativas de las
sustancias que han reaccionado guardan la misma relación que los
coeficientes estequiométricos de estas sustancias en la ecuación de la
reacción ajustada.
El punto de equivalencia se corresponde al momento en que el agente
oxidante ha reaccionado estequiométricamente con todo el agente
reductor (o viceversa). El punto final corresponde al momento en que se
obserbva un cambio que muestra que la valoración ha concluido.
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EJERCICIO-EJEMPLO
Ponemos en un vaso de precipitados 175 ml
de cloruro de hierro (II), acidulados
con HCl, que se valoran con 47 ml de
una disolución de dicromato de potasio
(K2Cr2O7) 0,20 M, a) Formula y ajusta
la reacción redox sabiendo que se
forman cloruro de hierro (III) y
cloruro de cromo (III) y cloruro
potasio; b) calcular la masa de cloruro
de hierro (II) contenida en el vaso.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
REDOX
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