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INVESTIGACIÓN Reacción óxido-reducción Una reacción de oxidación-reducción (redox) Es una reacción de transferencia de electrones. La especie que pierde los electrones se oxida y la que los gana se reduce. Se llama reductor a la especie que se de los electrones y oxidante a la que los capta. Oxidante 1 + n e-^ forma reducida del oxidante (reductor 1) Reductor 2 – n e-^ forma oxidada del reductor 1 (oxidante 2) Ambas se mi reacciones pueden ocurrir por separado. La reacción global sería: Oxidante 1 + Reductor 2 = Reductor 1 + Oxidante 2 Un sistema redox o par redox está formado por un occidente y su reductor conjugado Ox1/Red1. Para que tenga lugar una reacción redox necesitamos dos semi reacciones o sistemas redox. Podemos ver qué siempre la oxidación y la reducción tienen lugar a la vez. No puede darse una sin la otra, los electrones que se pierden en la reacción de oxidación son los ganados por la especie que se reduce. Números de oxidación Los Números de Oxidación (también llamados Valencias o Estados de Oxidación) son números enteros que representan el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos. Oxidación Oxidación indica la acción y efecto de oxidar u oxidarse. La oxidación es un fenómeno en el cual un elemento o compuesto se une con el oxígeno, aunque rigurosamente hablando, la oxidación como tal se refiere al proceso químico que implica la pérdida de electrones por parte de una molécula, átomo o ion. Cuando esto ocurre, decimos que la sustancia ha aumentado su estado de oxidación. Puesto que como oxidación conocemos al proceso químico mediante el cual una molécula, átomo o ion pierde electrones, como reducción designaremos al proceso
opuesto, es decir, la reacción química que supone la ganancia de electrones por parte una molécula, átomo o ion. A la simultaneidad de estos procesos se la conoce con el nombre de redox, contracción de las palabras reducción y oxidación. Reducción La Reducción Química es el fenómeno en que un átomo recibe electrones cuando participa en una reacción química formando un nuevo enlace, con átomos diferentes. La Reducción se ve reflejada en el Estado de Oxidación o Valencia del Átomo, que es el número que expresa cuántos electrones puede ceder ó recibir. Se llama Reductor Químico a la sustancia química que actúa aportando electrones en una Reacción Química de tipo Oxidación-Reducción. Su opuesto es el Oxidante, que es la sustancia química que actúa retirando electrones de otras. Reglas para asignar números de oxidación
- El Número de Oxidación de todos los Elementos en Estado Libre, no combinados con otros, es cero (p. ej., Na, Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2).
- El Número de Oxidación del Hidrógeno (H) es de +1, excepto en los hidruros metálicos (compuestos formados por H y algún metal), en los que es de -1 (p. ej., NaH, CaH2).
- El Número de Oxidación del Oxígeno (O) es de -2, excepto en los peróxidos, en los que es de -1, y en el OF2, donde es de +2.
- El Número de Oxidación de los Metales, es su valencia con signo positivo. Por ejemplo, el Número de Oxidación del Mg2+ es +2.
- El Número de Oxidación de los Iones monoatómicos coincide con la carga del ión. Por ejemplo, el Número de Oxidación del Cl- es -
- La Suma algebraica de los Números de Oxidación de los elementos de un compuesto es cero.
- La Suma algebraica de los Números de Oxidación de los elementos de un ion poliatómico es igual a la carga del ion.
- Ademas, en los Compuestos Covalentes, el Número de Oxidación Negativo se asigna al Átomo más electronegativo y todos los demás son Positivos.
2.- Determinar que elementos son el agente oxidante y el agente reductor. Agente oxidante: E lemento capaz de oxidar a otro y que el mismo sufre una reducción. (Gana electrones) Agente reductor: Elemento con la capacidad de reducir a otro y que el mismo se oxida. (Pierde electrones) 3.- Plantear las ecuaciones parciales correspondientes de oxidación y reducción tomando en cuenta: a) En ambos miembros de las ecuaciones parciales, escribir los iones del agente oxidante y reductor. b) Compuestos como óxidos, peróxidos y amoniaco se trabajan como moléculas. c) Todos los elementos en su estado natural se escriben igual. d) Se comienzan por balancear las semi reacciones. 4.- Si la reacción ocurre en medio ácido: a) Cada átomo de oxígeno en exceso se balancea añadiendo una molécula de agua al otro lado de la reacción. b) Los hidrógenos se balancean añadiendo protones (H+) del lado opuesto a las moléculas de agua. 5.- Si la reacción es en medio básico: a) Los oxígenos se igualan añadiendo una molécula de agua por cada oxígeno en exceso en el mismo lado de la igualdad y 2 OH-^ del lado opuesto. b) Cada átomo de hidrógeno en exceso se iguala añadiendo tantos OH-^ como Hidrógenos En exceso del mismo lado de la igualdad y una molécula de agua del otro lado de la reacción. 6.- Balancear las cargas netas de pérdida y ganancia de electrones.
7.- Si es necesario para igualar las cargas se intercambian los valores del cambio electrónico para equilibrarlas. 8.- Sumar las semi-reacciones. 9.-Simplificar. 10.- Si se requiere, transformar la ecuación iónica a molecular. Método del ion electrón medio ácido En este caso, las especies químicas auxiliares que pueden aparecer son: H +, H2O y, por supuesto, los electrones e -. Se parte del hecho de que se conocen los reaccionantes (reactivos agregados) y los productos de la reacción química (reactivos producidos). 2 En estas ecuaciones siempre están presentes una especie oxidante y una especie reductora, ya sea en los reactivos iniciales o en los productos obtenidos. En el proceso, el átomo principal de la especie oxidante acepta electrones y se transforma en una especie de menor número de oxidación que se conoce como el estado reducido de la especie oxidante, por haber captado electrones. Ej. Fe3+ + e- → Fe2+ Por su parte, el átomo principal de la especie reductora cede electrones, se oxida, y se transforma en una especie oxidada. El átomo central o átomo principal ha aumentado así su número de oxidación. A cada una de estas dos reacciones se las llama semireacciones de oxidación o de reducción, según el caso. Oxidante + ne- → Reductor (ne- : N° de electrones) Examinemos algunas reacciones en que un oxidante acepta electrones y da origen una especie reducida. Debemos insistir en que cuando el oxidante oxida a otra especie, él mismo se reduce al aceptar electrones. Ha disminuido su número de oxidación.
La diferencia se encuentra en el ajuste de los oxígenos y los hidrógenos: Para ajustar los oxígenos: en el miembro en el que hay menos oxígenos, se añaden el doble de OH–^ de los que hacen falta para ajustarlos y se compensan los átomos de hidrógeno introducidos con moléculas de agua. Para ajustar los hidrógenos: en el miembro que hay exceso se añaden tantos iones OH–^ como H hay en exceso, y en el otro miembro el mismo número de moléculas de agua. Un truco que también podemos emplear consiste en ajustar la reacción como si tuviera lugar en medio ácido hasta conseguir la ecuación iónica ajustada. Luego añadimos a ambos lados tantos OH–^ como H+^ haya, de manera que en el miembro en el que se encuentren los H+, éstos se combinen con los OH–^ formando moléculas de agua:
Problemas de Balanceos
1. Balancear en Medio Ácido y calcule la Normalidad con 7 g y afore a 250 ml. a) N 2 H 4 N 2 N 2 H 4 N 2 + 4H+^ + 4e- N = eq V N = 0.875 eq 0.25 L N= 3. b) K
Br
O 3
Br
6H + KBrO 3 Br-^ + 3H 2 O + K+^ + 6e- Peq = 167 g 6 e = 27.83 peq eq = 7 g 27.83 peq =0.2515 eq c) K 2 Cr 2 O 7 Cr 3+ 14H
- K 2 Cr 2 O 7 2Cr 3+
- 7H 2 O + K 2 + 6e
Peq = 294 g 6 e = 49 peq eq = 7 g 49 peq =0.1428 eq P eq = 32 g 4 = 8 g / eq eq = 7 g 8 g / eq =0.875 eq N = 0.2515 eq 0.250 L
= 1.0061 N
N = 0.1428 eq 0.250 L
= 0.5714 N
MnO 4
5H 2 C 2 O 4 + 2MnO 4
10CO 2 + 2Mn 2+
5 H 2 C 2 O 4 + 2 MnO 4
10 CO 2 + 2 Mn 2+
O 4 -2 - +H 2
O 2
Mn 2+ +O 2 0 MnO 4 - + 8H++ 5e-^ Mn2++ 4H 2 O * H 2 O 2 O 2 + 2H++ 2e-^ * 5H 2 O 2 + 2MnO 4 - + 16H++ 10e-^ 5O 2 + 2Mn2++ 10H++ 8H 2 O + 10e- 5 H 2 O 2 + 2 MnO 4
5 O 2 + 2 Mn 2+
C 2
O 4
+H 2
O 2
H 2
O
+C
O 2
*1 H 2 C 2 O 4 2CO 2 + 2H
*1 H 2 O 2 + 2H
2H 2 O H 2 C 2 O 4 + H 2 O 2 + 2H
2CO 2 + 2H 2 O + 2H
H 2 C 2 O 4 + H 2 O 2 2 CO 2 + 2H 2 O g) Al 0 +H 2
O
Al
(O
H
) 4
+H 2 0 H 2 O + 2H
H 2 +H 2 O * Al + 4H 2 O Al (OH) 4
2Al + 11H 2 O + 6H
2Al (OH) 4
2 Al + 8 H 2 O 2 Al (OH) 4
h) Bi+3(O-2H+1) 3 +Sn+2(O2-H+1) 4 2-^ Bi^0 +Sn+4(O-2H+1) 6 2- Bi (OH) 3 + 3H
Bi + 3H 2 O * Sn(OH) 4 2-
3Sn (OH) (^4) 2-
- 2Bi (OH) 3 + 6H 2 O + 6H
- 6e
→3Sn (OH) (^6) 2-
3 Sn (OH) 4 2-+ 2 Bi(OH) 3 3 Sn(OH) 6 2-+ 2 Bi
i) H 3
As
O 4
- +Zn 0 +H + N + O 3 - As - H 3 + +Zn + (N + O 3 - ) 2 H 3 AsO 4 + 8H
Zn + 2HNO 3 Zn (NO 3 ) 2 + 2H
4Zn + H 3 AsO 4 + 8HNO 3 + 8H
4Zn (NO 3 ) 2 + AsH 3 + 8H
4 Zn + H 3 AsO 4 + 8 HNO 3 4 Zn (NO 3 ) 2 + AsH 3 + 4H 2 O j) C 0
S
O 4
C
O 2
+S
O 2
C + 2H 2 O CO 2 + 4H
H 2 SO 4 + 2H
SO 2 + 2H 2 O * C + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O + 4H
CO 2 + 2SO 2 + 4H
C + 2 H 2 SO 4 CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O k) Zn^0 +V+5^ O-2 3 -^ Zn2++V2+ Zn Zn 2+
VO 3
V 2+
3Zn 2+
3 Zn 2+
O
3
+N 2
H 4
Br
+N 2 0 N 2 H 4 N 2 + 4H
BrO 3
Br
- 3H 2 O * 3N 2 H 4 + 2BrO 3
3N 2 + 2Br
2 BrO 3 - + 3 N 2 H 4 2 Br-+ 3 N 2 + 6H 2 O
2Cr 3+
2 Cr 3+
2 CrO 4 2-
- 5H 2 O e) Cl 20 Cl-+Cl+1^ O-2^ – Cl 2 + 2e
2Cl
Cl 2 + 2H 2 O + 4OH
2ClO
2Cl 2 + 2H 2 O + 2e-+ 4OH-→2ClO-+ 2Cl-+ 4H 2 O + 2e- Cl 2 + 2OH - →ClO - + Cl - +H 2 O f) S 2 +2^ O-2 3 2-+I 20 S+6^ O-2^4 2-+I- I 2 + 2e
2I
- S 2 O 3 2- + 5H 2 O + 10 OH - 2SO 4 2- + 10H 2 O + 8e - * S 2 O 3 2-+ 4I 2 + 5H 2 O + 8e-+ 10OH-^ 2SO 4 2-+ 8I-+ 10H 2 O + 8e- S 2 O 3 2-
2 SO 4 2-
- 5H 2 O g) H+1Cl+3^ O-2 2 Cl+4^ O-2 2 +Cl- HClO 2 +OH
ClO 2 +H 2 O + e
HClO 2 + 3H 2 O + 4e
Cl
5HClO 2 + 4OH-+ 3H 2 O + 4e-^ 4ClO 2 + Cl-+ 6H 2 O + 4e-+ 3OH- 5 HClO 2 +OH
4 ClO 2 + Cl
h) Si 0 +O
- H +1 - Si + O - 3 2- +H 2 0 H 2 O + 2H 2 O + 2e
H 2 +H 2 O + 2OH
Si + 3H 2 O + 6OH
SiO 3 2-
Si + 9H 2 O + 6OH-+ 4e-^ SiO 3 2-+ 2H 2 + 8H 2 O + 4e-+ 4OH- Si +H 2 O + 2 OH
→SiO 3 2-
- 2 H 2 Bibliografía: Anonimo. (2017). Reacciones Oxido – Reducción (Redox). 06/10/2020, de TP Laboratorio Químico Sitio web: https://www.tplaboratorioquimico.com/quimica- general/reacciones-quimicas/reacciones-oxido-reduccion-redox.html Anonimo. (2020). NÚMEROS DE OXIDACION. 06/10/2020, de periodni.com Sitio web: https://www.periodni.com/es/calculadora_de_numeros_de_oxidacion.php Anonimo. (2016). Significado de Oxidación. 07/10/2020, de UTC Sitio web: https:// www.significados.com/oxidacion/ Anonimo. (2019). Oxidación-reducción. 07/10/2020, de NIH Instituto Nacional de Cáncer Sitio web: https://www.cancer.gov/espanol/publicaciones/diccionario/def/ oxidacion-reduccion Dr. Aníbal Bascuñán Blase. (2018). BALANCEO DE ECUACIONES REDOX. MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN. 07/10/2020, de UNAM Sitio web: http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/Balanceoion-electron_30049.pdf Anonimo. (2015). AJUSTE DE REACCIONES REDOX: MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN. 07/10/2020, de CIENCIAONTHECREST Sitio web: https://cienciaonthecrest.com/2015/08/01/ajuste-de-reacciones-redox-metodo- del-ion-electron/ Chang y Goldsby. (2016). Química. Madrid: Mc Graw Hill Education GARCÍA MORA MARLENE MONSERRAT
