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Reacciones de Oxidación y reducción Unidad 3. Introducción Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu cuerpo relacionado con los procesos REDOX.

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Presentación del tema: "Reacciones de Oxidación y reducción Unidad 3. Introducción Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu cuerpo relacionado con los procesos REDOX."— Transcripción de la presentación:

1 Reacciones de Oxidación y reducción Unidad 3

2 Introducción Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu cuerpo relacionado con los procesos REDOX. Oxidación de combustibles Reducción del CO 2 Oxidación de metales Oxidación de nutrientes

3 Alcance y Campo de Aplicación La disciplina que estudia las leyes de que rigen los procesos redox y su relación con la producción de electricidad se llama electroquímica.

4 Reacciones Ácido base v/s reacciones REDOX Ácido - baseÓxido - reducción Se producen debido a la transferencia de protones (H + ) desde una sustancia ácida a una básica. Se deben principalmente a la transferencia de electrones (e-) entre una especie química a otra, en forma simultánea.

5 Concepto de oxidación y reducción Oxidación: Un átomo o ion se oxida Aumenta su estado de oxidación Cede o pierde electrones Agente Reductor: Es la especie química que se oxida, es decir, la que cede electrones.

6 Reducción: Un átomo o ion se reduce Disminuye su estado de oxidación Gana o acepta electrones Agente Oxidante: Es la especie química que se reduce, es decir, la que acepta electrones.

7 Observaciones En los procesos de óxido reducción, la transferencia de electrones ocurre siempre desde un agente reductor a un agente oxidante.

8 Esquematizando los conceptos Semireacción de oxidación Semireacción de reducción

9 Ejercicios Identificar: Oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor. 1. Al 2. Ca Mg 4. Na H I - 7. Cl 2 Al e- Ca+ 2e- Mg e- Na + 1e- H2H2 + 2e- I 2 + 2e- + 2e-2Cl -

10 Estado o número de oxidación Se define como la carga asignada a cada átomo que forma de un compuesto. Indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir en la formación de un compuesto. Para determinar el estado de oxidación se debe seguir las siguientes reglas.

11 Reglas para determinar Estado de oxidación 1. El estado de oxidación de cualquier átomo en estado libre, es decir, no combinado, y moléculas biatómicas es CERO. Elementos no combinados Cu, Al, Ar, Ag Moléculas biatómicas H 2, O 2, Cl 2, Br 2

12 2. El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en el caso de los hidruros (MH v ), donde es -1. ÁcidosHidruros H 2 SO 4 NaH Reglas para determinar Estado de oxidación

13 El estado de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es -2, excepto en los peróxidos (M 2 O 2v ) donde es -1 y cuando se encuentra unido con el fluor, donde actúa con estado de oxidación +2. Peróxidos Con Fluor Na 2 O 2 F 2 O Reglas para determinar Estado de oxidación

14 En los iones simples, cationes (+) y aniones (-), el estado de oxidación es igual a la carga del ion. Ejemplos: Cationes Aniones Cu 2+ = +2 Cl - = -1 Na + = +1 S 2- = -2 Reglas para determinar Estado de oxidación

15 En los iones poliatómicos, la suma de los estados de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del ion. Ejemplo: SO 4 2- Nº at. Est. Ox. S = 1 X = X O = 4 -2 = X = 6 Reglas para determinar Estado de oxidación

16 En las moléculas neutras, los estados de oxidación de todos los átomos deben sumar CERO. Ejemplo: H 2 SO 4 Nº at. Est. Ox. H = 2 +1 = +2 S = 1 X = X O = 4 -2 = -8 0 X = 6 Reglas para determinar Estado de oxidación

17 Determinación del Estado de Oxidación A través de una ecuación matemática. Ejemplo: Calcular el estado de oxidación del nitrógeno en el HNO 3 H N O 3 1 (+1) + 1 X + 3 (-2) = 0 X = +5

18 Ejercicios Determine el estado de oxidación de: P en el H 3 PO 3 N en el NH 2 OH S en el H 2 SO 3 Cl en el KClO 3 S en el Na 2 S Cr en el Cr 2 O 7 2- Mn en el MnO 4 2-

19 Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón oxidación y reducción electrones 1. Identificar la semireacción de oxidación y reducción. Para ello se debe asignar los estados de oxidación a cada especie participante de la reacción, para verificar la transferencia de electrones. I 2 + HNO 3 HIO 3 + NO + H 2 O (Molecular) I 2 + H + NO 3 - H + lO NO + H 2 O (Iónica)

20 Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón agente oxidante y el agente reductor. 2. Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor. I 2 lO 3 - NO 3 - NO Oxidación Reducción AgenteOxidante AgenteReductor

21 Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O : 2 I 2 2lO 3 - NO 3 - NO

22 Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Se igualan los átomos de oxígenos agregando moléculas de H 2 O para balancear los oxígenos: 6H 2 O I 2 + 6H 2 O 2lO 3 - 2H 2 O NO 3 - NO + 2H 2 O

23 Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Igualar los átomos de hidrógenos, agregando iones hidrógeno H + donde falte éste. 12H + I 2 + 6H 2 O 2lO H + 4H + 4H + + NO 3 - NO + 2H 2 O

24 Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón electrones e - Igualar las semirreacciones eléctricamente. Para ello, se debe contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar electrones e - en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+) = H + 10e- I 2 + 6H 2 O 2lO H e = e- + 4H + 3e- + 4H + + NO 3 - NO + 2H 2 O

25 Observaciones ácidos, neutros o básicos (alcalinos). Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos). medio básico o alcalino Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e - se debe: agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH - como H + haya. Combinar los H + y OH - para formar H 2 O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros. Nota: Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH -, es decir, no está en medio básico (está en medio ácido, HNO 3 ).

26 Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón e - perdidos e - ganados Igualar el número de e - perdidos por el agente reductor, con los e - ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto. 12H + 10e- I 2 + 6H 2 O 2lO H e- 3e- + 4H + 3e- + 4H + + NO 3 - NO + 2H 2 O x3 x10

27 Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón 12H + 10e- I 2 + 6H 2 O 2lO H e- 3e- + 4H + 3e- + 4H + + NO 3 - NO + 2H 2 O x3 x10 36H + 30e- 3I H 2 O 6lO H e- 30e- + 40H + 30e- + 40H NO NO + 20H 2 O

28 Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Sume las dos semireacciones reduciendo términos semejantes, es decir, cancelando cualquier cantidad de e -, H +, OH - o H 2 O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada. 36H + 30e- 3I H 2 O 6lO H e- 30e- + 40H + 30e- + 40H NO NO + 20H 2 O 3I NO H + 6IO NO + 2H 2 O

29 Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema. 3I NO H + 6IO NO + 2H 2 O Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación. 3I HNO 3 6HIO NO + 2H 2 O


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