Reacciones de Oxidación y reducción Unidad 3

Introducción Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu cuerpo relacionado con los procesos REDOX. Reducción del CO2 Oxidación de combustibles Oxidación de metales Oxidación de nutrientes

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.

Reacciones Ácido base v/s reacciones REDOX Óxido - 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.

Concepto de oxidación y reducción Un átomo o ion se oxida Aumenta su estado de oxidación Cede o pierde electrones 2+ 2e- Zn Zn + Agente Reductor: Es la especie química que se oxida, es decir, la que cede electrones.

2+ Cu Cu + 2e- Reducción: Disminuye su estado de oxidación Un átomo o ion se reduce Disminuye su estado de oxidación Gana o acepta electrones 2+ Cu Cu + 2e- Agente Oxidante: Es la especie química que se reduce, es decir, la que acepta electrones.

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

Esquematizando los conceptos Semireacción de oxidación Nº electrones Agente reductor Producto Oxidado + Semireacción de reducción Nº electrones Agente oxidante + Producto reducido

Ejercicios Identificar: Oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor. 1. Al Al3+ + 3e- 2. Ca2+ + 2e- Ca 3. Mg Mg2+ + 2e- Na 4. Na+ + 1e- H2 5. 2H+ + 2e- 6. 2I - I2 + 2e- 7. Cl2 + 2e- 2Cl-

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.

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 H2, O2, Cl2, Br2

Reglas para determinar Estado de oxidación 2. El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en el caso de los hidruros (MHv), donde es -1. Ácidos Hidruros H2SO4 NaH +1 -1

Reglas para determinar Estado de oxidación El estado de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es -2, excepto en los peróxidos (M2O2v) donde es -1 y cuando se encuentra unido con el fluor, donde actúa con estado de oxidación +2. Peróxidos Con Fluor Na2O2 F2O -1 +2

Reglas para determinar Estado de oxidación En los iones simples, cationes (+) y aniones (-), el estado de oxidación es igual a la carga del ion. Ejemplos: Cationes Aniones Cu2+ = +2 Cl- = -1 Na+ = +1 S2- = -2

Reglas para determinar Estado de oxidación En los iones poliatómicos, la suma de los estados de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del ion. Ejemplo: SO42- Nº at. Est. Ox. S = 1 • X = X O = 4 • -2 = -8 -2 X = 6

Reglas para determinar Estado de oxidación En las moléculas neutras, los estados de oxidación de todos los átomos deben sumar CERO. Ejemplo: H2SO4 Nº at. Est. Ox. H = 2 • +1 = +2 S = 1 • X = X O = 4 • -2 = -8 X = 6

Determinación del Estado de Oxidación A través de una ecuación matemática. Ejemplo: Calcular el estado de oxidación del nitrógeno en el HNO3 H N O3 1 (+1) + 1 • X + 3 (-2) = 0 X = +5

Ejercicios Determine el estado de oxidación de: P en el H3PO3 N en el NH2OH S en el H2SO3 Cl en el KClO3 S en el Na2S Cr en el Cr2O72- Mn en el MnO42-

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón 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. +1 +1 +5 -6 +2 -2 +2 -2 +5 -6 I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular) I2 + H+NO3- H+lO3- + NO + H2O (Iónica)

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón 2. Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor. I2 lO3- Oxidación Agente Reductor NO3- NO Reducción Agente Oxidante

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O : I2 2lO3- NO3- NO

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Se igualan los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos: I2 + 6H2O 2lO3- NO3- NO + 2H2O

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón Igualar los átomos de hidrógenos, agregando iones hidrógeno H+ donde falte éste. I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ 4H+ + NO3- NO + 2H2O

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón 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 (+). 0 - 2 +12 = +10 I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e- +4 -1 = + 3 0 3e- + 4H+ + NO3- NO + 2H2O

Observaciones Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos). 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 H2O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”. Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-, es decir, no está en medio básico (está en medio ácido, HNO3).

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón 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. I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e- x3 3e- + 4H+ + NO3- NO + 2H2O x10

Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e- x3 3e- + 4H+ + NO3- NO + 2H2O x10 3I2 + 18H2O 6lO3- + 36H+ + 30e- 30e- + 40H+ + 10NO3- 10NO + 20H2O

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 H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada. 3I2 + 18H2O 6lO3- + 36H+ + 30e- 30e- + 40H+ + 10NO3- 10NO + 20H2O 3I2 + 10NO3- + 4H+ 6IO3- + 10NO + 2H2O

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. 3I2 + 10NO3- + 4H+ 6IO3- + 10NO + 2H2O 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. 3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O