Reacciones de oxido - reducción

Presentación del tema: "Reacciones de oxido - reducción"— Transcripción de la presentación:

1 Reacciones de oxido - reducción

2 Oxidación y Reducción La oxidación y la reducción se definen en función del cambio del estado de oxidación que sufren los átomos al pasar de reactivos a productos. Oxidación: Proceso en el cual aumenta el estado de oxidación de una sustancia, si esta se oxida se le denomina agente reductor. Reducción: Proceso en el cual disminuye el estado de oxidación de una sustancia, si esta se reduce denomina agente oxidante. semirreacción de oxidación: Na  Na e semirreacción de reducción: 1/2 Cl2 + e  Cl- Reacción Global: Na +1/2 Cl2  Na Cl -

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4 Estados o números de oxidación
El número o estado de oxidación es el número de cargas que tendría un átomo en una molécula o en un compuesto iónico si los electrones fueran transferidos totalmente. También se puede definir como la carga que tendría un átomo si los electrones en cada enlace fueran asignados al elemento más electronegativo.

5 Reglas para asignar el número de oxidación
El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre ,es decir ,no combinado es cero. El número de oxidación del hidrógeno es + 1, excepto en los hidruros. El número de oxidación del oxígeno es – 2, excepto en los peróxidos (H2O2). El número de oxidación de un ión monoatómico es igual a la carga del ión.

6 La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula química de un compuesto es cero. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula química de un ión poli atómico es igual a la carga del ión. Si en la fórmula no hay hidrógeno, ni oxígeno, se asigna el número de oxidación negativo al elemento más electronegativo.

7 Balance de ecuaciones redox
Las ecuaciones que representan un proceso de oxido reducción se denominan reacciones redox. Para balancearlas se aplica el método del ión – electrón. Para ello, debemos considerar todas las especies tal como existen en solución, ya sea en forma iónica o molecular, así como en medio ácido o básico. Tenemos la siguiente reacción: Mn  MnO4 -

8 En medio ácido debemos agregar iones hidrógeno y agua:
Tenemos la siguiente reacción : Mn  MnO4 - En medio ácido debemos agregar iones hidrógeno y agua: Mn+2 + H2O  MnO H+ Para equilibrar verificar que la cantidad de átomos sea igual en reactivos y productos: Mn H2O  MnO H+

9 Una vez equilibrados los átomos se deben equilibrar las cargas en reactivos y productos (debe ser la misma cantidad): Mn+2 + 4H2O  MnO H+ + 5e (+2) + (0) (- 1 ) + (+8)