Reacciones redox Son el fundamento de muchos procesos como: Combustión de la madera y de los combustibles fósiles. Respiración celular. Obtención de muchos elementos químicos. Acción de muchos blanqueadores y de muchos conservantes. Funcionamiento de baterías y pilas. Corrosión de los metales. Fotosíntesis.

Concepto tradicional de oxidación-reducción Oxidación: combinación de una sustancia con el oxígeno: Fe + ½ O2 → FeO CH3CH2OH + O2 → CH3COOH + H2O Reducción: pérdida de oxígeno por una sustancia: CuO + H2 → Cu + H2O CH3COOH → CH3CH2OH

Hacia una definición más amplia ¿Qué le ocurre al magnesio en los siguientes procesos? Mg + ½ O2 → MgO Mg + Cl2 → MgCl2 En ambos el Mg cede 2 electrones: Mg - 2 e- → Mg+2 La oxidación supone la pérdida de electrones

¿Y al elemento con el que se combina el magnesio? Mg + 1/2 O2 → MgO Mg + Cl2 → MgCl2 Ambos ganan electrones: La reducción supone la ganancia de electrones 1/2 O2 + 2 e- → O-2 Cl2 + 2 e- → 2 Cl-

Concepto de oxidación-reducción Considera la siguiente reacción redox: Mg + Cl2 Mg Cl2 Puede descomponerse en dos semirreacciones: Mg - 2 e- Mg+2 Cede electrones: Cl2 + 2 e- 2 Cl- Gana electrones: S. de oxidación actúa como un reductor S. de reducción actúa como un oxidante

Pares redox M M+ X X- e- e- Las sustancias con capacidad para ganar o perder electrones pueden pasar de la una forma oxidada a una reducida o viceversa. Las formas oxidada y reducida intercambiables, de la misma especie, constituyen un par redox REDUCCIÓN M REDUCCIÓN M+ X e- X- e- OXIDACIÓN Reductor Oxidante OXIDACIÓN Oxidante Reductor M+/M Pares redox conjugados X/X-

Fe + Cl2 Fe+2 + 2 Cl- Ba + H2 BaH2 Na + HCl NaCl + ½ H2 Pares redox Oxidante Reductor Pares redox Reductor Oxidante Ba – 2 e- Ba+2 H2 + 2 e- 2 H- Reductor Oxidante H2 + Cu+2 → Cu + 2 H+ Na – e- Na+ H+ + e- 1/2 H2 Reductor Oxidante

REACCIONES REDOX Existe una transferencia de electrones de una especie a otra. Una reacción de oxidación ocurre simultáneamente con una reacción de reducción. ¿Qué significa REDOX? REDOX REDUCCIÓN OXIDACIÓN e-

+ + M+ X- M X M: Es el reductor en el proceso →. REACCIÓN DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN (REDOX) INTERCAMBIO DE ELECTRONES ENTRE ESPECIES DIFERENTES e- + + M+ X- M X e- M: Es el reductor en el proceso →. Especie que se oxida X-: Es el reductor en el proceso ← . Especie que se oxida X: Es el oxidante en el proceso →. Especie que se reduce. M+: Es el oxidante en el proceso ← . Especie que se reduce.

Reacciones ácido-base: Se caracterizan por ser procesos de intercambio de H+ Carácter ácido y básico es relativo Reacciones redox: Se caracterizan por ser procesos de intercambio de e- Carácter reductor y oxidante es relativo

Concepto de oxidación-reducción: Nueva definición ¿La reacción del carbono con el cloro es una reacción redox? C + Cl2 CCl4 Sustancia covalente. Preciso introducir el concepto de número de oxidación: carga que tendría un átomo en el compuesto considerado si todas las uniones fuesen iónicas Cl Cl C Cl δ- δ+ δ-

Reglas para asignar NÚMEROS DE OXIDACIÓN El n.o. de los elementos libres es 0 El n.o. del hidrógeno en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, en que vale - 1. El n.o. del oxígeno en sus compuestos es -2, excepto en los peróxidos, en que vale - 1. El flúor siempre tiene n.o. -1 en todos sus compuestos. El n.o. de los halógenos en los haluros es -1.

Para iones monoatómicos, el n.o. es igual a la carga del ión La suma algebraica de los nº de oxidación de todos los elementos en una molécula es cero y en un ión igual a su carga. P.e: CO2 SO4-2 n.o.(C) + 2 (-2) = 0 n.o.(S) + 4 (-2) = -2 n.o.(S) = +6 n.o.(C) = +4

C + Cl2 CCl4 Disminuye el n.o. Se REDUCE Aumenta el n.o. Se OXIDA

Visión general oxidación y reducción Combinación con oxígeno Eliminación de hidrógeno Pérdida de electrones Aumento del n.o. REDUCCIÓN Eliminación de oxígeno Captación de hidrógeno Ganancia de electrones Disminución del n.o.

Ajuste por el método del ión-electrón KI + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + I2 Identificar las especies que se oxidan y reducen y sus pares conjugados: Escribir las semirreaciones de oxidación y reducción, considerando las especies existentes en disolución acuosa: . Escribir los pares redox I- I2 MnO4- Mn+2 . Ajustar los átomos y finalmente las cargas con electrones: I- I2 n.o. = - 1 n.o. = +7 n.o. = + 2 n.o. = 0 2 + 2 e-

Ajustar los átomos y finalmente las cargas con electrones: MnO4- Mn+2 + 4 H2O Preciso ajustar el número de oxígenos: se realiza con moléculas de agua MnO4- Mn+2 + 8 H+ + 4 H2O En medio básico: en el miembro con exceso de oxígeno se coloca una molécula de agua por cada átomo de oxígeno en exceso y el excedente de O e H se compensa con iones OH- en el otro miembro. o Para reacciones en solución básica, agregar (OH)- en ambos lados de la ecuación por cada H+ que aparezca en la ecuación: 14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O 14H+ + 14OH- + Cr2O72- + 6Fe2+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O + 14OH- 14H2O + Cr2O72- + 6Fe2+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O + 14OH- 7H2O + Cr2O72- + 6Fe2+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 14OH- Preciso ajustar el número de hidrógenos: se realiza con protones, en MEDIO ÁCIDO MnO4- Mn+2 + 4 H2O + 8 H+ + 5 e- 7 + +2 Para ajustar cargas es preciso incorporar e-

Se escribe la ecuación iónica sumando las semirreacciones resultantes: Se equilibra el número de electrones intercambiados en las dos semirreacciones, multiplicando por los números adecuados: Se escribe la ecuación iónica sumando las semirreacciones resultantes: I2 + 2 e- 2 I- S. Oxidación MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O S. Reducción Se multiplica por 5: 5 (2 I- → I2 + 2 e-) Se multiplica por 2: 2 ( MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O) 10 I- + 2 MnO4- + 16 H+ → 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

Se obtiene la ecuación molecular reemplazando las especies iónicas por la sustancia de la que proceden: Se completa la ecuación molecular por tanteo: ajustando aquellas especies que no sufren transformación redox: 10 I- + 2 MnO4- + 16 H+ → 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O 10 KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + H2O + K2SO4 2 8 5 2 8 Su coeficiente estequiométrico no se estableció 10 KI + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 5 I2 + 2 MnSO4 + 8 H2O + K2SO4 6

Ajuste ecuaciones redox por el método del ión-electrón Determinar los pares redox Escribir las semirreaciones de oxidación y reducción Escribir el par redox Ajustar los átomos Primero los del elemento que sufre un cambio en el n.o. Si hay que ajustar el oxígeno, emplear moléculas de agua Si aparece hidrógeno, ajustarlo con: Protones, si la reacción transcurre en medio ácido Iones hidróxido, si la reacción transcurre en medio básico Ajustar las cargas, empleando el número de electrones preciso Multiplicarlas, si es preciso, por el número necesario para que el balance total de electrones sea cero. Sumar las semirreacciones para obtener la ecuación iónica. Obtener la ecuación molecular