Reacciones oxidación-reducción Objetivo: Definir conceptos de oxidación y reducción ,relacionarlos con los estados o numero de oxidación.

Oxidación es el proceso en el que un elemento o compuesto gana oxígeno Historia El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno. Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno. Reducción es el proceso en el que un elemento o compuesto pierde oxígeno Oxidación es el proceso en el que un elemento o compuesto gana oxígeno CoO + 2H2 Co + H2O 2Ca + O2 2CaO El Co se reduce, ya que pierde oxígeno El Ca se oxida, ya que gana oxígeno

Definición actual OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación). Ejemplo: Cu  Cu2+ + 2e– REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación). Ejemplo: Ag+ + 1e– Ag Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

Estado de oxidación Estado de oxidación (o número de oxidación) de un átomo en una molécula Es un número que se le asigna y que indica de modo aproximado la estructura electrónica de ese átomo en esa molécula Regla general de asignación de estados de oxidación (e.o.): se imagina la situación límite (no real) de que los electrones de un enlace se hayan transferido completamente al átomo más electronegativo del enlace el estado de oxidación de cada átomo es la carga que tiene tras esta operación mental e.o. positivo: el átomo pierde total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro e.o. negativo: el átomo gana total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro

Estado de oxidación Reglas básicas de asignación de estados de oxidación: Los e.o. de los átomos en sus compuestos de determinan aplicando las reglas siguientes, en orden, hasta donde sea necesario: El e.o. de un átomo individual sin combinar químicamente con otros elementos es 0 La suma de los e.o. de todos los átomos de una molécula neutra es 0; la de todos los átomos de un ión es la carga del ión En sus compuestos, los metales alcalinos (Grupo 1) tienen e.o. +1 y los alcalinotérreos (Grupo 2) tienen e.o. +2 En sus compuestos, el e.o. del F es -1 En sus compuestos, el e.o. del H es +1 En sus compuestos, el e.o. del O es -2 En sus compuestos binarios con metales, los elemetos del Grupo 17 (F, Cl, ...) tienen e.o. -1, los del Grupo 16 (O, S, ...) tienen e.o. -2, y los del Grupo 15 (N, P, ...) tienen e.o. -3

Cálculo de estado de oxidación (E.O.). La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0. Ejemplo: Calcular el E.O. del S en ZnSO4 E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2; +2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0  E.O.(S) = +6 Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.

Ejemplos de cálculo de estados de oxidación (E.O.). CO2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2”  E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2.

Estado de oxidación Ejercicios: calcular los estados de oxidación de los siguientes compuestos.

Ejemplo: Cu +AgNO3 Introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, De manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+. Mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica: a) Cu  Cu2+ + 2e– (oxidación) b) Ag+ + 1e–  Ag (reducción). Imagen cedida por © Grupo ANAYA S.A. Química 2º de bachillerrato

Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redox aumento del e.o. o pérdida de electrones Reducción: disminución del e.o. o ganancia de electrones Reacción redox o de oxidación-reducción: reacción de transferencia de electrones, en la que algunos elementos se oxidan y otros se reducen Oxidante: reactivo que gana electrones y se reduce Reductor: reactivo que cede electrones y se oxida

Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redox gana electrones pierde electrones y se reduce de +3 a 0 y se oxida de +2 a +4 es el oxidante es el reductor se reduce a se oxida a gana electrones pierde electrones y se reduce de +1 a 0 y se oxida de 0 a +2 es el oxidante es el reductor se reduce a se oxida a

Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redox : (coenzima de función metabólica) dinucleótido de nicotinamida-adenina : forma oxidada del : forma reducida del gana electrones pierde electrones y se reduce de +1 a -1 y se oxida de -2 a 0 es el oxidante es el reductor se reduce a se oxida a

Semirreacciones Semirreacciones de reducción y de oxidación: cada una de las dos partes en que se separa una reacción redox y en las que se aíslan la reducción (ganancia de e-) y la oxidación (pérdida de e-) Reacción redox global semirreacción de reducción semirreacción de oxidación Reacción redox global semirreacción de reducción semirreacción de oxidación

Ajustes de reacciones redox Método del ión-electrón Descomponer los compuestos en sus iones –los que se formarían en disolución acuosa-. Identificar elementos que cambian su número de oxidación y escribir semirreacciones iónicas de oxidación y de reducción. Ajustar las semirreacciones como si éstas tuviesen lugar en medio ácido, con la ayuda de H+ y de H2O. Ajustar los átomos que no sean H ni O Ajustar los O, utilizando H2O Ajustar los H, utilizando H+ Ajustar la carga utilizando e- Sumar las semirreacciones ponderadas de modo que se equilibre el número de electrones. Los H+ y H2O auxiliares se eliminarán automáticamente en este paso. Completar la reacción con los compuestos o iones que no participan en las oxidaciones y reducciones. Obtener los compuestos que se habían disociado en iones en el paso 1. a partir de esos mismos iones

Etapas en el ajuste redox Ejemplo: Zn + AgNO3  Zn(NO3)2 + Ag Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O. Zn(0)  Zn(+2); Ag (+1)  Ag (0) Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: (Zn, Ag+, NO3–, Zn2+, Ag) Oxidación: Zn  Zn2+ + 2e– Reducción: Ag+ + 1e–  Ag

Etapas en el ajuste redox (cont). Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan. En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2. Oxidación: Zn  Zn2+ + 2e– Reducción: 2Ag+ + 2e–  2Ag R. global: Zn + 2Ag+ + 2e–  Zn2+ + 2Ag + 2e–

Etapas en el ajuste redox (cont). Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox (en el el ejemplo, el ion NO3–) y comprobando que toda la reacción queda ajustada: Zn + 2 AgNO3  Zn(NO3)2 + 2 Ag

Ajuste de reacciones en disolución acuosa ácida o básica. Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O (ej SO42–), el ajuste se complica pues aparecen también iones H+, OH– y moléculas de H2O. En medio ácido: Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua (los que se ganen 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 pierdan en la reducción) provienen de los OH–, necesitándose tantas moléculas de H2O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan.

Ajustes de reacciones redox globales Ejemplo: 1. 2+3. 3.2 3.3 3.4 4.

Ajustes de reacciones redox globales 5. 6.