Reacciones de oxidación y reducción
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Reacciones de Oxidación y
reducción
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Reacciones Ácido base v/s reacciones REDOX
Ácido - base Óxido - reducción
Se producen debido a la transferencia de protones (H+) desde una sustancia ácida a una básica.
Se deben principalmente a la transferencia de electrones (e-) entre una especie química a otra, en forma simultánea.
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Concepto de oxidación y reducción
Oxidación:• Un átomo o ion se oxida
• Aumenta su estado de oxidación
• Cede o pierde electrones
Agente Reductor: Es la especie química que se oxida, es decir, la que cede electrones.
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Reducción:• Un átomo o ion se reduce
• Disminuye su estado de oxidación
• Gana o acepta electrones
Agente Oxidante: Es la especie química que se reduce, es decir, la que acepta electrones.
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Observaciones
En los procesos de óxido reducción, la transferencia de electrones ocurre siempre desde un agente reductor a un agente oxidante.
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Esquematizando los conceptos
Semireacción de oxidación
Semireacción de reducción
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Estado o número de oxidación
Se define como la carga asignada a cada átomo que forma de un compuesto.
Indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir en la formación de un compuesto.
Para determinar el estado de oxidación se debe seguir las siguientes reglas.
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Reglas para determinar Estado de oxidación
1. El estado de oxidación de cualquier átomo en estado libre, es decir, no combinado, y moléculas biatómicas es CERO.
Elementos no combinados
Cu, Al, Ar, Ag
Moléculas biatómicas
H2, O2, Cl2, Br2
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Reglas para determinar Estado de oxidación
2. El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en el caso de los hidruros (MHv), donde es -1.
Ácidos HidrurosH2SO4 NaH
+1 -1
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Reglas para determinar Estado de oxidación
El estado de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es -2, excepto en los peróxidos (M2O2v) donde es -1 y cuando se encuentra unido con el fluor, donde actúa con estado de oxidación +2.
Peróxidos Con Fluor Na2O2 F2O
-1 +2
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En los iones simples, cationes (+) y aniones (-), el estado de oxidación es igual a la carga del ion.
Ejemplos: Cationes Aniones Cu2+ = +2 Cl- = -1 Na+ = +1 S2- = -2
Reglas para determinar Estado de oxidación
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Reglas para determinar Estado de oxidación
En los iones poliatómicos, la suma de los estados de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del ion.
Ejemplo: SO42-
Nº at. Est. Ox.
S = 1 • X = X
O = 4 • -2 = -8
-2
X = 6
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Reglas para determinar Estado de oxidación
En las moléculas neutras, los estados de oxidación de todos los átomos deben sumar CERO.
Ejemplo: H2SO4
Nº at. Est. Ox.
H = 2 • +1 = +2
S = 1 • X = X
O = 4 • -2 = -8
0
X = 6
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Determinación del Estado de Oxidación
A través de una ecuación matemática. Ejemplo: Calcular el estado de
oxidación del nitrógeno en el HNO3
H N O3
1 (+1) + 1 • X + 3 (-2) = 0
X = +5
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Ejercicios
Determine el estado de oxidación de: P en el H3PO3
N en el NH2OH S en el H2SO3
Cl en el KClO3
S en el Na2S Cr en el Cr2O7
2-
Mn en el MnO42-
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Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón
1. Identificar la semireacción de oxidación y reducción. Para ello se debe asignar los estados de oxidación a cada especie participante de la reacción, para verificar la transferencia de electrones.
I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular)
I2 + H+NO3- H+lO3
- + NO + H2O (Iónica)
0 +1 -6+5 +1+5 -6 -2+2 -2+2
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Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón
2. Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor.
I2 lO3-
NO3- NO
Oxidación
ReducciónAgenteOxidante
AgenteReductor
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Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón
Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :
I2 2lO3-
NO3- NO
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Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón
Se igualan los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:
I2 + 6H2O 2lO3-
NO3
- NO + 2H2O
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Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón
Igualar los átomos de hidrógenos, agregando iones hidrógeno H+ donde falte éste.
I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+
4H+ + NO3- NO + 2H2O
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Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón
Igualar las semi reacciones eléctricamente. Para ello, se debe contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar electrones e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+).
0 - 2 +12 = +10 I2 + 6H2O 2lO3
- + 12H+ + 10e-
+4 -1 = + 3 0 3e- + 4H+ + NO3
- NO + 2H2O
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Observaciones
Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos).
Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e- se debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH- como H+ haya. Combinar los H+ y OH- para formar H2O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”.
Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-, es decir, no está en medio básico (está en medio ácido, HNO3).
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Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón
Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto.
I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e-
3e- + 4H+ + NO3
- NO + 2H2O
x3
x10
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Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón
I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e-
3e- + 4H+ + NO3
- NO + 2H2O
x3
x10
3I2 + 18H2O 6lO3- + 36H+ + 30e-
30e- + 40H+ + 10NO3
- 10NO + 20H2O
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Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón
Sume las dos semireacciones reduciendo términos semejantes, es decir, cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.
3I2 + 18H2O 6lO3- + 36H+ + 30e-
30e- + 40H+ + 10NO3
- 10NO + 20H2O 3I2 + 10NO3
- + 4H+ 6IO3- + 10NO + 2H2O
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Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón
Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema. 3I2 + 10NO3
- + 4H+ 6IO3- + 10NO + 2H2O
• Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación.
3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO +
2H2O