ÓXIDO-REDUCCIÓN I

CONTENIDOS Estados de oxidación. Proceso de oxidación y de reducción. Agente oxidante y agente reductor. Balance de ecuaciones redox.

OBJETIVOS Caracterizar el proceso de óxido- reducción. Identificar agente oxidante y agente reductor.

ÓXIDO REDUCCIÓN Reacciones que se caracterizan por la transferencia de electrones desde un agente reductor hacia un agente oxidante. Como consecuencia, los estados de oxidación de los elementos que intervienen en el proceso, cambian.

ESTADO DE OXIDACIÓN Carga eléctrica, positiva o negativa, asignada a cada átomo de un compuesto o ión monoatómico o poliatómico, de acuerdo con ciertas reglas.

CÁLCULO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN EJEMPLO Encuentre el estado de oxidación de As en el compuesto AsO4 -3 AsO4 -3 X + 4(-2) = -3 X – 8 = -3 X = +5

OXIDACIÓN → Fe+++ Fe++ + ē Es el traspaso de electrones de un elemento, haciendo que éste aumente su estado de oxidación. → Fe+++ Fe++ + ē

AGENTE REDUCTOR Es la entidad que sufre el proceso de oxidación. En el ejemplo anterior, el ión hierro (II) sufrió un proceso de oxidación puesto que aumentó su número de oxidación, originando el ión hierro (III). Luego, el Fe+2 es el agente reductor. Resumiendo, el agente reductor es la entidad que provoca una reducción en otra entidad, al ceder electrones a ésta.

REDUCCIÓN Es la ganancia de electrones por parte de un elemento, el cual disminuye su estado de oxidación. → Al0 Al+++ + 3ē

AGENTE OXIDANTE Es la entidad que sufre el proceso de reducción. En el ejemplo anterior, el ión aluminio (III) sufrió un proceso de reducción puesto que ganó 3 electrones y originó al ión aluminio. Se observa que hay disminución en el estado de oxidación del aluminio. Luego, el Al +3 es el agente oxidante. Resumiendo, el agente oxidante es la entidad que provoca una oxidación en otra entidad al captar electrones de ésta.

Oxidación Reducción ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ REACCIONES REDOX Agente reductor Agente oxidante ↓ ↓ Cede ē Capta ē ↓ ↓ Aumenta su estado de oxidación Disminuye su estado de oxidación ↓ ↓ Se oxida Se reduce

ÓXIDO REDUCCIÓN oxidación reducción aumento del estado de oxidación pérdida de electrones ganancia de electrones reducción disminución del estado de oxidación

REACCIONES REDOX En todo proceso de óxido reducción, se verifica la semi reacción de oxidación y la semi reacción de reducción. Ejemplo Mg 0 Mg +2 + 2é Semi reacción de oxidación. 2 H + + 2é H2 Semi reacción de reducción. Mg 0 + 2 H + Mg +2 + H2 Reacción total redox.

SnCl2 + Cl2 → SnCl4 Óxido reducción Oxidante Reductor +2 -1 +4 -1 E. O. +2 -1 +4 -1 Oxidación Reducción

BALANCE DE ECUACIONES REDOX MÉTODO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN EJEMPLO Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO SEMIRREACCIONES Cu 0 Cu +2 + 2é N +5 + 3é N +2

Las semirreacciones balanceadas serán: 3 Cu 0 3 Cu +2 + 6é 2 N +5 + 6é 2 N +2 Al sumar ambas semirreacciones: 3 Cu + 2 HNO3 3 Cu(NO3)2 + H2O + 2 NO Por último: 3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO

MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN EJEMPLO HNO3 + H2S NO + H2O + S SEMIRREACCIONES H2S S º + 2é NO3 - + 3é NO

Las semirreacciones balanceadas serán: 3 H2S 3 S º + 6é + 6 H + 2 NO3 - + 6é + 8 H + 2 NO + 4 H2O Al sumar ambas semirreacciones 2 NO3 - + 2 H + + 3 H2S 2 NO + 4 H2O + 3S Por último: 2 HNO3 - + 3 H2S 2 NO + 4 H2O + 3 S