Reacciones de Oxido- Reducción «REDOX» Semana 5 : 2018 Licda: Isabel Fratti de Del Cid Diseño de diapositivas, imágenes e ilustraciones cortesía de: Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

Reacciones de Oxido Reducción (Redox) Son reacciones en las cuales cambia el número de oxidación de uno o más elementos presentes en los reactivos. Esto se determina observando los cambios en los números de oxidación de los reactivos y de los productos formados. Los números de oxidación deben asignarse conforme a las reglas ya vistas. En toda reacción de oxido-reducción se considera que los electrones se «transfieren de una sustancia a otra». Si una sustancia «pierde « electrones otra debe « ganarlos «.

La «transferencia de electrones» no siempre es literal, es decir no siempre una sustancia gana los electrones y otra los pierde. En el caso de que los productos oxidados o reducidos presenten enlaces covalentes, forman moléculas y no presentan formas iónicas ( cationes y aniones). Pero debe considerarse «ganancia de electrones» si el número de oxidación disminuye numéricamente y «pérdida de electrones» si el número de oxidación aumenta numéricamente.

Diagrama para determinar procesos de oxidación ó reducción en base a cambios en los números de oxidación. Oxidación: pérdida de electrones ( aumenta Número de oxidación) -7, -6, -5, -4, -3, -2, -1, 0 , +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7 Reducción: ganancia de electrones ( disminuye Número de Oxidación)

Oxidación C 0  C +4 Mn +2  Mn +7 Proceso en el cual un átomo «pierde electrones» hay pérdida de cargas negativas por lo tanto hay aumento en el número de oxidación de un elemento hacia un valor más positivo ( incremento de cargas positivas ó disminución de negativas). Ejemplo: C 0  C +4 C cambio de 0 a + 4 ( 4 unidades) Aumenta el número de oxidación ( aumenta el número de oxidación positiva) Mn +2  Mn +7 Cambio de +2 a +7 ( 5 unidades) Aumenta el número de oxidación ( aumenta el número de oxidación positiva) O -2  O-1 Cambio de -2 a -1 ( 1 unidad ) Aumenta el número de oxidación ( disminuye el número de oxidación negativa)

Reducción Proceso en el cual, un átomo «gana» electrones durante una reacción química. Debido a que hay ganancia de cargas negativas, hay disminución en el número de oxidación de un elemento (disminución de cargas positivas ó aumento de cargas negativas) . Ejemplo de reducciones : Ejemplo: Cr +6  Cr +3 Cambio en 3 unidades de: +6 a +3 Disminuye el número de oxidación ( disminuye numero de oxidación positivo) Cl2  Cl -1 1 unidad de : 0 a -1 Disminuye número de oxidación ( aumenta número de oxidación negativo) O -1  O -2 -2 a -1 Disminuye número de oxidación ( aumenta número de oxidación negativo)

En Química Orgánica y sistemas biológicos la oxidación también puede observarse a través de: 1-Aumento en la proporción de Oxígenos en los productos: CH3CHO  CH3COOH 2C : 4H : 1O *  2C : 4H: 2 O * * : Aumenta proporción de oxígenos( note no hay cambios en el número de los otros átomos ) 2- Pérdida ó disminución de Hidrógenos CH3CH2OH  CH3CHO 2C : 6 H * : 1 O  2C : 4H *: 1O * : Disminuye proporción de Hidrógenos ( note no hay cambios en el número de los otros átomos)

La reducción también puede observarse a través de: 1-Pérdida de oxígenos ( disminuye proporción de oxígeno): C 6H5COOH  C 6H5CHO 7C : 6 H : 2 O *  7C : 6H : 1 O * * Disminuye proporción de oxígenos ( note no cambia el número de los otros átomos ). 2- Aumento en la proporción de Hidrógenos: CH3COCOOH  CH3CHOHCOOH 3C 4H * 3O 3C 6H * 3O * Aumenta proporción de Hidrógenos ( note no cambia la proporción de los otros átomos)

Ganancia de electrones Proceso e Oxidación Proceso de reducción Pérdida de electrones Ganancia de electrones  Valor del número de oxidación cargas positivas,  cargas negativas  valor del numero de oxidación  cargas positivas  Cargas negativas  Proporción de oxígenos  Proporción de oxígenos  Proporción de Hidrógenos  Proporción de Hidrógenos

Agente Reductor y Agente Oxidante AGENTE REDUCTOR Sustancia que contiene al elemento que se oxida. Al oxidarse, pierde electrones, favoreciendo que otra sustancia los gane, es decir que se reduzca, por eso se llama agente reductor. Debe buscarse del lado de los reactivos ( del lado izquierdo de la ecuación) AGENTE OXIDANTE Sustancia que contiene al elemento que se reduce. Al reducirse, gana electrones, favoreciendo que otra sustancia los pierda, es decir se oxide, por eso se llama agente oxidante. Debe buscarse del lado de los reactivos ( del lado izquierdo de la ecuación)

Procedimiento para balancear ecuaciones de oxido-Reducción ( REDOX) 1- Coloque a cada elemento su número de oxidación de acuerdo a normas vistas( semana 4). 2- Observe los cambios en el número de oxidación de reactivos a productos e identifique los átomos que cambiaron. 3- Determine el elemento que se oxido ó redujo y en cuantas unidades cambió cada uno.

4- Coloque las unidades de reducción ( electrones «ganados»), como coeficiente delante de la sustancia que contiene al elemento que se oxidó. Y las unidades de oxidación (electrones «perdidos») como coeficiente delante de la sustancia que contiene al elemento que se redujo. 5- Balancee del lado de los productos a las sustancias que contienen a los elementos que cambiaron.

6- Ahora calcule y coloque coeficientes al resto de las sustancias de la ecuación, que no tuvieron cambios en sus números de oxidación por tanteo ó simple inspección. Empezando primero con los metales, luego no metales, después Hidrógenos y Oxígenos. 7- Verifique que todos los elementos queden balanceados ( es decir se halle el mismo número de ellos en reactivos y productos.)

NOTA SI LE PIDEN ENCONTRAR: A- Agente Oxidante y Reductor, búsquelos del lado de los reactivos, de acuerdo a conceptos dados anteriormente. B- Número total de electrones transferidos: Debe hacerlo en la ecuación balanceada, multiplicando el coeficiente obtenido para la sustancia que contiene al elemento que se oxidó ó redujo por el número de unidades de oxidación o reducción. En ambos casos se debe obtener el mismo número, pues el Número total de electrones «ganados» y « perdidos» debe ser el mismo.

N +5  N +2 : Se redujo en 3 unidades («ganó»3 electrones) Ejemplo: Balancee la siguiente ecuación: HNO3 + H2S - S + NO + H2O Coloque números de oxidación: a cada átomo, . H +1 N +5O -2 3 + H +12S -2  S 0 + N +2 O -2 + H +1 2O-2 Note que cambiaron : N +5  N +2 : Se redujo en 3 unidades («ganó»3 electrones) S -2  S 0 : Se oxidó en 2 unidades ( «perdió «2 electrones)

Coloque el coeficiente 3 ( unidades de reducción ) al H2S, y al HNO3 el coeficiente 2 ( unidades de oxidación) 2 HNO3 + 3 H2S  S + NO + H2O Ahora coloque coeficientes en los productos que poseen elementos que se oxidaron ó redujeron: 2 HNO3 + 3 H2S  3 S + 2NO + H2O Note el H2O, no posee coeficiente, ya que sus elementos NO tuvieron cambios, en sus números de oxidación. por eso se le asigna por tanteo: 2 HNO3 + 3 H2S  3 S + 2 NO + 4 H2O La ecuación, quedó balanceada.

Si queremos averiguar cual es el agente Oxidante y el Agente Reductor, los buscamos de el lado de los reactivos: Agente Oxidante HNO3 ( contiene al elemento que se reduce ) Agente Reductor H2S ( contiene al elemento que se oxida)

El Número total de electrones transferidos: Debe hacerse en la ecuación balanceada. Puede usar las unidades de reducción ó de oxidación multiplicándolas por el coeficiente respectivo obtenido en la ecuación balanceada: N +5 + 3 e-  N +2 Con la ecuación balanceada: 2 N +5 + 6 e- 2 N +2 Note son 6 e- transferidos Daria lo mismo si se hace con las unidades de oxidación: S -2 -2e-  S 0 En la ecuación balanceada: 3 S -2 -6 e- - 3 S 0 Note son 6 e- transferidos. En ambos casos debe coincidir el número de electrones ganados y perdidos: 6 e- ganados = 6 e- perdidos

As2S5 + HNO3  H3AsO4 + H2SO4 + NO2 + H2O Balancee la siguiente reacción y llene el cuadro respectivo As2S5 + HNO3  H3AsO4 + H2SO4 + NO2 + H2O ELEMENTO QUE SE OXIDA ELEMENTO QUE SE REDUCE # ELECTRONES GANADOS # ELECTRONES PERDIDOS AGENTE OXIDANTE AGENTE REDUCTOR ELECTRONES TRASNFERIDOS COEFICIENTES QUE BALANCEAN LA ECUACIÓN reactivos  productos

Balancea la siguiente ecuación y llene el cuadro respectivo: P + HNO3 + H2O  H3PO4 + NO ELEMENTO QUE SE OXIDA ELEMENTO QUE SE REDUCE # ELECTRONES GANADOS # ELECTRONES PERDIDOS AGENTE OXIDANTE AGENTE REDUCTOR ELECTRONES TRASNFERIDOS COEFICIENTES QUE BALANCEAN LA ECUACIÓN reactivos  productos

Oxidación y Reducción en sistemas biológicos. En sistemas biológicos la oxidación, implica generalmente aumento en la proporción de Oxígenos ó Disminución en la proporción de Hidrógenos. La reducción implica aumento en la proporción de Hidrógenos ó disminución en la proporción de oxígenos. Cuando se pierden Hidrógenos, generalmente se transfieren a Coenzimas, resultando éstas reducidas: ejemplo: Formas Oxidadas Formas Reducidas FAD FADH2 NAD+ NADH+H+

Cont, oxidación en sist. biológicos Resuelva las siguientes preguntas del libro de texto: A) 6.17 página: 220 B) 6.19 página 220

Cont. Ejercicios oxidación biológica. Pregunta 6.20 pág. 220