Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 1 of 36 REACCIONES REDOX Oxidacion y Reduccion

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 2 of 36 Alimentos y Combustibles son ricos en energía. La glucosa, C 6 H 12 O 6, un simple azúcar es una forma reducida de materia. La Glucosa es oxidada cuando reacciona con el oxígeno por combustión o metabolismo: C 6 H 12 O 6 + 6O 2 6CO 2 + 6H 2 O + energía Note que la reacción es exotermica. –CO 2 y H 2 O son formas oxidadas de materia. –Ellas tienen baja energía.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 3 of 36 Fotosintesis La reaccion inversa es una reducción: – 6CO 2 + 6H 2 O + energy C 6 H 12 O 6 + 6O 2 –Es una reaccioón endotérmica. –La energía es sumistrada por la luz solar.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 4 of 36 Numeros de oxidación Numero de oxidación-carga iónica y carga aparente asignada a átomos en los compuestos. Se denomina Estado de Oxidacion. Los elementos pueden tener diferentes números de oxidación.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 5 of 36 Reglas para asignar números de oxidación Un elemento no combinado tiene un numero de oxidación cero: K, Fe, H 2, O 2. Para un compuesto la suma de los números de oxidación es cero. Para un ión poliatómico, la suma de los numeros de oxidación es igual a la carga del ión. Para un ión monoatómico la carga corresponde al número de oxidación: Na + is +1, O 2- is -2.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 6 of 36 Cuando el oxígeno está presente en un compuesto o ion poliatómico, se le asigna un numero de oxidación de -2 (excepto para los peróxidos como H 2 O 2, en el cual es -1). El Hidrógeno tiene número de oxidación +1, excepto en hidruros metálicos (LiAlH 4).

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 7 of 36 Como determinar números de oxidación. Considere los números de oxidación conocidos en la fórmula (escríbalos encima o abajo). Considere como x el desconocido. Multiplique el número de oxidación por el coeficiente correspondiente. Escriba una ecuación matemática en la cual la suma de los números de oxidación sea igual a cero para un compuesto o la carga para un ión poliatómico. Resuelva la ecuación para encontrar el valor de x.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 8 of 36 Ejemplo. Determine el número de oxidacion del S en el H 2 SO 4. El número de oxidación del H es +1. El número de oxidación del O is -2 ya que no es un peróxido. La suma de los núm,eros de oxidación es 0 Resolviendo x: 0 = 2(+1) + x + 4(-2); 0= -6 + x; x = +6

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 9 of 36 Cr 2 O 7 2- Determine el núm,ero de oxidación del Cr en Cr 2 O El número de oxidación del oxígeno es -2. La suma de los números de oxidación es -2. Formulando una ecuación matemática, y considerando como x el num de oxidación del Cr. -2 = 2x + 7(-2) = 2x x = , 2x = 12; x = 12/2 = +6

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 10 of 36 REDOX Muchas reacciones son de oxidación- reducción y se les denomina reacciones REDOX. La oxidación y la reducción ocurre en la misma reacción. Uno de los reactantes es oxidado y otro es reducido. En REDOX ocurre transferencia de electrones de un reactante a otro. Existen varias definiciones de oxidación y de reducción..

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 11 of 36 Oxidation El termino oxidaci,on puede ser definido de diferentes formas: –1. Ganancia de oxigeno –2. Pérdida de hidrógeno –3. Pérdida de electrones –4. Aumento de número de oxidation.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 12 of 36 Ejemplos de reacciones de oxidación Combustion: –C + O 2 CO 2 –CH 4 + 2O 2 CO 2 + H 2 O + heat Corrosion: –4Fe + 3O 2 2Fe 2 O 3 Pérdida de hidrógeno: –CH 3 OH CH 2 O + H 2 Pérdidad de electrones (aumento en el número de oxidación) –Mg + Cl 2 Mg Cl - Cu

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 13 of 36 Reduction El término reduccion también se define de varias maneras: –1. Pérdida oxigeno –2. Ganancia de hidrógeno –3. Ganancia de electrones –4. Disminución del número de oxidación.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 14 of 36 Reacciones de Reducción Reducción de óxidos metálicos: –CuO + H 2 Cu + H 2 O Pérdida de oxígeno: –2KClO 3 2KCl + 3O 2 Ganancia de hidrógeno: –CO + 2H 2 CH 3 OH Ganancia de electrones: –Cu e - Cu heat

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 15 of 36 Una reacción REDOX CuO + H 2 Cu + H 2 O En esta reacción el CuO es reducido (el número de oxidación del Cu cambia de +2 to 0). El H 2 causa la reducción y es denominado agente reductor. El H 2 es oxidado ( el número de oxidación va desde ( 0 to +2). El CuO causa la oxidación y se denomina agente oxidante.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 16 of 36 Definitions Agente oxidante: es el que en una reacción química causa oxidación y el se reduce. Agente reductor: el que en una reacción causa reducción y el mismo se oxida.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 17 of 36 Insert figure 17.5 Oxidación/reducción. Definiciones

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 18 of 36 Agentes Oxidantes Oxígeno, O 2 –4CH 4 + 3O 2 2C 2 H 2 + 6H 2 O Ión permanganato, MnO 4 - –MnO Fe H + Mn Fe H 2 O Ión dichromato, Cr 2 O 7 2- –8H + +Cr 2 O C 2 H 5 OH 2Cr 3+ +3C 2 H 4 O+7H 2 O Cloro, Cl 2 –Mg + Cl 2 Mg Cl -

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 19 of 36 Ejemplo reacción REDOX Considere la reacción: Cu(s) + 4H + (aq) + 2NO 3 - (aq) Cu 2+ (aq) + 2H 2 O(l) + NO 2 (g) Asigne número de oxidación a cada elemento en reactantes y productos. ¿Cuáles elementos son oxidados? ¿Cuáles son reducidos? Cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 20 of 36 Respuesta Cu(s) + 4H + (aq) + 2NO 3 - (aq) Cu 2+ (aq) + 2H 2 O(l) + NO 2 (g) Números de oxidación: –Reactantes: Productos Proceso Agente Cu 0Cu ox reductor agente H + +1H + +1 nc O -2O -2nc N: -1= N + 3(-2) N: 0 = N +2(-2) N +5 N +4red NO 3 - oxidante agente

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 21 of 36 Agentes reductores Carbon, C –SnO 2 + C Sn + CO 2 Hidrógeno, H 2 –WO 3 + 3H 2 W + 3H 2 O Monóxido de Carbono –FeO + CO Fe + CO 2

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 22 of 36 Semi Reacciones Las semireaciones REDOX pueden ser divididas en dos partes: semireacción de reducción y semireacción de oxidaciónn. La división en semireacciones permite balancear una ecuación REDOX.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 23 of 36 Balancear la siguiente ecuación: MnO Fe 2+ Fe 3+ + Mn 2+ Divida la ecuación en dos semireacciones: –MnO 4 - Mn 2+ –Fe 2+ Fe 3+ Balancee los átomos con coeficientes adecuados Balancee el O utilizando H 2 O –MnO 4 - Mn H 2 O (continua)

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 24 of 36 MnO Fe 2+ Fe 3+ + Mn 2+ Balancee el hidrógeno con H + – 8H + + MnO 4 - Mn H 2 O Balancee electrones con e - –Fe 2+ Fe 3+ + e - –5e - + 8H + + MnO 4 - Mn H 2 O Amplifique por algún número para obtener igual número de electrones –5Fe 2+ 5Fe e -

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 25 of 36 MnO Fe 2+ Fe 3+ + Mn 2+ Sume ambas ecuaciones: –5e - + 8H + + MnO 4 - Mn H 2 O –5Fe 2+ 5Fe e - 5e - + MnO Fe H + Mn Fe H 2 O + 5e - Cancele electrones y otros que estén en ambos lados. MnO Fe H + Mn Fe H 2 O Revise que átomos y cargas estan balanceados.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 26 of 36 Celdas Electroquímicas La corriente continua puede ser utilizada para producir reacciones REDOX. Este proceso se denomina ELECTROLISIS. NaCl fundido puede ser separado en sus elementos: 2NaCl(l) 2Na(l) + Cl 2 (g) reducción: Na + + e - Na (cátodo) oxidacción: 2Cl - Cl 2 + 2e - (ánodo)

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 27 of 36 Insert figures 17.7 and 17.8 Celdas Electrolíticas

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 28 of 36 Electroplating-Electrodeposición Un metal puede ser depositado sobre un cátodo desde una solución que contenga sus iones. Los iones son reemplazados por oxidación en el anodo: Reaction catódica: Ag + (aq) + e - Ag(s) Reaction anódica: Ag(s) Ag + (aq)

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 29 of 36 Insert figure 17.9 Electroplating o Electrodeposición.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 30 of 36 Celdas electroquimicas Un sistema químico que utiliza corriente eléctrica para producir una reacción química o que genera electricidad como resultado de una reacción química es llamada celda electroquímica. Las celdas que utilizan electricidad para hacer una reacción química se denominan celdas electrolíticas.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 31 of 36 Celdas Voltaicas Las reacciones químicas pueden producir electricidad. Un sistema químico que genera electricidad es una celda voltaica o celda galvánica. Un ejemplo de una reacción química que puede generar electricidad es la reacción del Zn metálico con los iones cobre (II): Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s)

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 32 of 36 Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) Cuando el Zn es puesto en una solución de iones Cu 2+, el Zn se disuelve para formar iones Zn 2+, un depósito de cobre metálico aparece sobre la superficie del Zn. La reacción es una reacción REDOX: –Oxidation: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - –Reduction: Cu e - Cu(s) Estas son llamadas semireacciones.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 33 of 36 Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) Las dos semi reacciones: –Oxidación: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - –Reducción: Cu e - Cu(s) El generador de un voltaje eléctrico puede construírse con dos semiceldas: –Zinc metalico en una solución de Zn 2+ –Cobre metálico en una solución de iones Cu 2+ Los metales son conectados con un alambre através del cual puede fluír la corriente eléctrica. Las dos soluciones son separadas por una barrera porosa o conectados por un puente salino.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 34 of 36 Insert figure 17.10, Celdas Voltáicas

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 35 of 36 Reacciones de semi celdas En la solución que contiene el Zn, ocurre la oxidación: – Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - –El zinc es llamado ánodo. En la solución conteniendo el cobre, la reducción ocurre: –Reducción: Cu e - Cu(s) –El cobre es llamado cátodo. los electrones fluyen através del alambre desde el ánodo hacia el cátodo. Las cargas en las soluciones son balanceadas por migración de iones a través del puente salino o de la barrera porosa.

Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 36 of 36 Celdas Voltaicas Las baterías comerciales operan sobre un principio similar que la celda de Cu/Zn. Existen varios tipos de celdas hoy en día. Dos ejemplos son: las pilas de linternas o pilas secas y la de plomo ácido, utilizada por los automóviles. La corrosión de los metales es otro ejemplo de una celda electroquímica. El metal es oxidado y el oxígeno es reducido.