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INSTITUTO TECNOLÓGICO SUPERIOR DE VILLA LA VENTA
MATERIA: QUÍMICA ANALÍTICA INTEGRANTES DEL EQUIPO: OLIVIA DEL CARMEN GONZÁLEZ ROSARIO RICARDEZ SÁNCHEZ EVELYN IVETTE SUÁREZ REYNA EVA DENISSE MÉNDEZ CADENA DAVID DE JESÚS LÓPEZ PÉREZ AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR CARRERA: INGENIERÍA AMBIENTAL SEMESTRE: 2° GRUPO: K TURNO: SABATINO CATEDRÁTICO: SARA MARÍA DE JESÚS MAGAÑA BARRERA
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OXIDACIÓN La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo, aumenta su número de oxidación. Na(0) ---> Na (1+) + 1e- Oxidación = Pérdida de electrones = Aumento del número de oxidación
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REDUCCIÓN La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultaneameante disminuye su número de oxidación. 1e- + Cl (0) ----> Cl (1-) Reducción = Ganancia de electrones = Disminución del número de oxidación
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NUMERO DE OXIDACIÓN Corresponde a la carga del elemento químico; el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.
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Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero. Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe
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Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l, excepto en el caso de los hidruros que es –1. Ejemplos: HCl; ácido clorhídrico número de oxidación del hidrógeno: +1 número de oxidación del cloro: –1 NaH; hidruro de sodio número de oxidación del hidrógeno: -1 número de oxidación del sodio: +1
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Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxido donde es -1.
Ejemplos: CaO; óxido de calcio número de oxidación del oxígeno: -2 número de oxidación del calcio: +2 H2O2; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada número de oxidación del oxígeno: -1 número de oxidación del hidrógeno: +1
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Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia.
Ejemplos: Ca(calcio): valencia = 2 número de oxidación: +2
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Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia.
Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1 número de oxidación: –1
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Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –1.
Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio número de oxidación del flúor: –1 número de oxidación del sodio: +1
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Regla Nº 7: En las moléculas neutras, la suma de los números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0. Ejemplos: Cu2O: óxido cuproso número de oxidación del cobre: +1; como hay dos átomos de cobre, se multiplica el número de oxidación por el número de átomos de la molécula: 2 • +1= + 2. número de oxidación del oxígeno: – 2 + 2 + – 2 = 0
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Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ión. Ejemplo: PO4–3: fosfato número de oxidación del fósforo: +5; hay 1 átomo = 1 • +5 = +5 número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8 La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del fósforo y del oxígeno, el resultado debe ser igual a – 3. +5 + – 8 = – 3 – 3 = – 3
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Ejemplos: Establece el numero de oxidación de los elementos que componen los siguientes compuestos. k¹MnO₄²ˉ O₄²ˉ= 8- k¹Mn*= 8 H₂SO₄ H₂¹= 2+ S*= X O₄²ˉ= -8 H₃PO₄ CuSO₄ NaClO Fe₂O₃
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AGENTE OXIDANTE Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso. Ejemplo: Zn0 + Cu+2 > Zn+2 + Cu+0
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Si un reactivo en una reacción contribuye con oxígeno, extrae hidrógeno, o extrae electrones, se dice que es un agente oxidante. Por supuesto, este agente queda reducido en el proceso.
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AGENTE REDUCTOR Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso. Ejemplo: Zn0 + Cu+2 —> Zn+2 + Cu+0
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Si un reactivo en una reacción elimina oxígeno, contribuye con hidrógeno o contribuye con electrones, se dice que es un agente reductor. Por supuesto, este agente se oxida en el proceso.
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La ecuación puede escribirse de manera más sencilla:
Ecuación química: Zn0 + Cu + 2 + SO4 – 2 —> Cu0 + Zn+ 2 + SO 4 – 2 La ecuación puede escribirse de manera más sencilla: Cu + 2 + Zn0 —> Cu0 + Zn+ 2 La sustancia que se oxida es el Agente Reductor, y la sustancia que se reduce es el Agente Oxidante.
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Si una sustancia suministra fácilmente electrones se dice que es un agente reductor fuerte. Sin embargo, su forma oxidada normalmente es un agente oxidante débil. Si una sustancia gana electrones con facilidad, se dice que es un agente oxidante fuerte. Su forma reducida es un agente reductor débil.
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ÓXIDO-REDUCCIÓN Se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones.
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SEMI-REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
Zn0 + Cu+2 —> Zn+2 + Cu+0 Semi-reacción de oxidación: Zn —> Zn +2 + 2e– Semi-reacción de reducción: Cu+2 + 2e– —> Cu
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Sumando ambas semi-reacciones se tiene:
Zn —> Zn +2 + 2e– + Cu+2 + 2e– —> Cu Zn0 + Cu+2 —> Zn+2 + Cu+0
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En una celda electroquímica sucede una reacción de oxido-reducción
En los metales en el electrodo donde ocurre la oxidación se designa como ánodo y cátodo es donde se lleva a cabo la reducción.
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Representar las siguientes celdas:
A través del puente salino se da la transferencia de iones positivos (cationes) hacia la solución cargada negativamente y negativos (aniones) hacia donde hay cargas positivas. ánodo // cátodo Ejemplos: Representar las siguientes celdas: Pb² + Sn Sn² + Pb ln¹ + Br₂ ln³ + 2Brˉ¹
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Átomo o ión que se: Oxida Reduce Cede electrones Aumenta su número de oxidación Es un agente reductor Acepta electrones Disminuye su número Es un agente oxidante
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BIBLIOGRAFÌA II Curso de Química General. Francisco Santamaría
clasesdequimica.blogspot.com/.../conceptos-de-oxidacion-y-reduccion. reduccion.htm › Cultura y ciencia
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