Reacciones de Oxido- Reducción Semana 5 : 2015

Presentación del tema: "Reacciones de Oxido- Reducción Semana 5 : 2015"— Transcripción de la presentación:

1 Reacciones de Oxido- Reducción Semana 5 : 2015
Licda: Isabel Fratti de Del Cid Diseño de diapositivas, imágenes e ilustraciones cortesía de: Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

2 Reacciones de Oxido Reducción (Redox)
Son las reacciones en las cuales cambia el número de oxidación de los reactivos en los productos formados. En toda reacción de oxido-reducción los electrones se «transfieren de una sustancia a otra». Si una sustancia pierde electrones otra debe ganarlos. Debemos recordar que no todas las reacciones son de Oxido-Reducción

3 Oxidación 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 de Oxidaciones C 0  C +4 Mn +2  Mn +7 O -2  O -1

4 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 : Cr +6  Cr +3 N2 0  N -3 O -1  O -2

5 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)

6 La oxidación también puede observarse a través de:
1-Adición de Oxígenos es decir aumento en la proporción de Oxígenos: CH3CHO  CH3COOH 2C : 4H : 1O *  2C : 4H: 2 O * * : Aumenta proporción de oxígenos( note no hay cambios 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)

7 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)

8 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 negativas  Cargas positivas  Proporción de oxígenos  Proporción de oxígenos  Proporción de Hidrógenos  Proporción de Hidrógenos

9 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)

10 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.

11 4- Coloque como coeficiente las unidades de reducción ( electrones ganados), delante de la sustancia que contiene al elemento que se oxidó. Y las unidades de oxidación (electrones perdidos) 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.

12 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.)

13 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.

14 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 H +12S  S N +2 O 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)

15 Coloque el coeficiente 3 ( unidades de reducción ) al H2S, y al HNO3 el coeficiente 2 ( unidades de oxidación) 2 HNO H2S  S NO + H2O Ahora coloque coeficientes en los productos que poseen elementos que se oxidaron ó redujeron: 2 HNO 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 HNO H2S  3 S NO H2O La ecuación, quedó balanceada.

16 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: N e-  N +2 Con la ecuación balanceada: 2 N e- 2 N +2 Por lo tanto son 6 e- transferidos en total. Daria lo mismo si se hace con las unidades de oxidación: S -2 -2e-  S 0 En la ecuación balanceada: 3 S e- - 2 S 0 Note son 6 e- transferidos.

17 Ejercicios Balancee las sigs ecuaciónes y para c/u llene los datos solicitados en el cuadro siguiente. P + HNO3 + H2O → H3PO4+ NO As 2 S5 + HNO3 - H3ASO4 + H2SO4 + NO H20

18 a) b) ECUA-CION 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 a) b)

19 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+

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

21 Cont. Ejercicios oxidación biológica.
Pregunta 6.20 pág. 220