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• Maria Alejandra Perez

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Universidad de Oriente Núcleo de Anzoátegui Unidad de Cursos Básicos Departamento de Ciencias Química Analítica

REACCIONES

REDUCCION-OXIDACION Profesora:

Bachilleres:

Ornella Caña

Brito Yohelena C.I: 30.545.418 Ferrer Ruth C.I: 21.387.952 Pérez María C.I 27.226.215 Pimentel Clara C.I: 26.071.912 Tabares Sorian C.I: 25.250.679

05 de Agosto, 2016

INTRODUCCIÓN

Un gran número de reacciones químicas transcurre con la pérdida formal de electrones de un átomo y la ganancia de ellos por otro. La ganancia de electrones recibe el nombre de reducción y la pérdida de electrones oxidación. El proceso global se denomina oxido-reducción o reacción redox. La especie que suministra electrones es el agente reductor (especie que se oxida) y la que los gana es el agente oxidante (especie que se reduce). Estos hechos muestran que las reacciones redox se asemejan a las ácido-base según la definición de Brönsted, pero en lugar de transferirse protones desde un ácido a una base, en el caso de la oxido-reducción se transfieren electrones desde el agente reductor al oxidante.

Para comprender las reacciones de oxidación y de reducción es necesario definir inicialmente el término de número de oxidación. El número de oxidación es un número entero positivo o negativo que es utilizado para describir la capacidad de combinación de un elemento en un compuesto. Existen números de oxidación fraccionarios en los átomos de los compuestos, pero no son comunes en los compuestos inorgánicos.

REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN O REDOX

Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.

I.

Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno. Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de iones. Implica que todos los compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones. Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases di-hidrógeno y di-cloro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.

La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+. Entre otras, existen el permanganato de potasio (KMnO4), el dicromato de potasio (K2Cr2O7), el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipo-halitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito de sodio (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato de potasio (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico: Br− + O3 → BrO−3

El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la

oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio: 2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl

II.

Reducción: es la disminución algebraica del número oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno. Por Ejemplo El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):

de

Fe3+ + Plantilla: Fe− → Fe2+

En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:  CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno).  CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol). Para determinar cuándo un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica: Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido OXIDA

-7

-6

-5

-4

-3

-2

-1

0

1

2

3

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido

4

SE

5

6

7

SE REDUCE.

Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó. Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.

AGENTES OXIDANTES Y REDUCTORES:



Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias.



Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras sustancias

III.

MÉTODO DE BALANCEO ION-ELECTRÓN

Para este tipo de balanceo, de la ecuación general se separan las dos reacciones redox que se llevan a cabo. Estas reacciones ion-electrón o medias reacciones representan por separado los procesos de oxidación y reducción de la reacción redox global. Para este tipo de reacciones es muy importante el haber definido con claridad el medio de reacción en el que se llevan a cabo, ácido, básico o neutro (amoniacal).



Paso 1.- escriba la media reacción para una de las especies activas, sea este el oxidante o el reductor.



Paso 2.- balancee la media reacción atómicamente: a) Primero con los átomos que no sean hidrógeno u oxígeno b) Balancee los oxígenos empleando moléculas de H2O para medios ácidos o amoniacales y OH- para medios básicos c) Balancee los hidrógenos, empleando H+ para medios ácidos



Paso 3.- proceder a balancear electrónicamente la media reacción considerada, agregando el número de electrones requerido al lado derecho de la ecuación que necesita debido al cambio en el estado de oxidación.



Paso 4.- proceder con los pasos 1, 2 y 3 pero ahora para la otra media reacción el paso 2 no es necesario.

IV.



Paso 5.- igualar el número de electrones intercambiados en cada media reacción, multiplicando cada una por un número entero que la satisfaga.



Paso 6.- se procede ahora a la suma de las dos medias reacciones balanceadas atómica y electrónicamente para obtener la reacción global de nuevo. Con esto obtenemos la reacción balanceada:

REGLAS PARA ASIGNAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN:

El uso de los números de oxidación parte del principio de que en toda fórmula química la suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a cero. Basado en esto se han creado las siguientes reglas:

Los elementos no combinados, en forma de átomos o moléculas tienen un número de oxidación igual a cero. Por ejemplo:

El hidrógeno en los compuestos de los cuales forma parte, tiene como número de oxidación +1:

En los hidruros metálicos el número de oxidación es -1.

En los peróxidos el número de oxidación del oxígeno es -1: H2O2-1 Cuando hay oxigeno presente en un compuesto o ion, el número de oxidación es de -2: El oxígeno tiene número de oxidación +2 en el F2O porque el F es más electronegativo que el oxígeno.

El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo:

Los no metales tienen números de oxidación Los números de oxidación de los no negativos cuando están combinados con el metales pasan a ser positivos cuando hidrogeno o con metales: se combinan con el oxígeno, excepto en los peróxidos.

V.

PASOS PARA ESTABLECER EL NUMERO DE OXIDACIÓN:

Paso 1: Anotar encima de la formula los números de oxidación de aquellos elementos con números de oxidación fijo. Al elemento cuyo índice de oxidación se va a determinar se le asigna el valor de X y sumando éstos términos se iguala a 0. Esto permite crear una ecuación con una incógnita. Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números de oxidación conocidos: Paso 3: Sustituir en la fórmula química los átomos por los valores obtenidos e igualar la suma a 0, luego despejar X y calcular el valor para ésta. El valor obtenido para X será el número de oxidación del Nitrógeno en el ácido nítrico: La suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a 0. El mismo procedimiento se aplicará en el caso de los iones, con la salvedad que la suma algebraica debe tener como resultado el número de carga del ion. Así para calcular el número de oxidación del Cl en el ion clorato (ClO -3), la ecuación será igual a menos 1 (-1).

Paso 1: Aquí es importante recordar que el número de oxidación del Oxígeno en un compuesto o ion es de -2, excepto en los peróxidos donde es -1. Paso 2: El número de oxidación del cloro en el ion clorato es +5

VI.

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN EN UNA ECUACIÓN:

Para determinar si un elemento se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante) en la ecuación pueden seguirse los siguientes pasos:

Paso 1: Escribir los números de oxidación de cada elemento: Paso 2: Se observa que los elementos varían su número de oxidación: Paso 3: Determinación de los agentes reductores y oxidantes:

VII.

BALANCEO DE ECUACIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN (REDOX):

Las reacciones de óxido-reducción comprenden la transferencia de electrones. Pueden ocurrir con sustancias puras o con sustancias en solución. Para balancear una ecuación redox, generalmente se usan dos métodos; el método del ion electrón o de las semi-ecuaciones utilizado para las ecuaciones iónicas y el método del cambio en el número de oxidación que se puede usar tanto en ecuaciones iónicas como en ecuaciones totales (moleculares). 

Método del ion electrón:

Para balancear la siguiente ecuación: FeO + CO

Fe + CO2

Paso 1: Escribir la ecuación parcial para el agente oxidante y otra para el reductor: Paso 2: Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de átomos de cada elemento. Para ello puede añadirse H2O y H+ a las soluciones ácidas o neutras, esto para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Si se trata de soluciones alcalinas puede utilizarse el OH-. Así: Esta ecuación parcial requiere que se coloque un 2 en el Cr de la derecha para igualar la cantidad de la izquierda, además requiere de 7H2O en la derecha para igualar los oxígenos de la izquierda (O-27). Es por ello que para igualar los hidrógenos del agua se coloca 14H+ en la izquierda.

Paso 3: Efectuar el balanceo de las cargas: En esta ecuación la carga neta del lado izquierdo es 12+ y del lado derecho es 6+, por ello deben añadirse 6 electrones (e-) en el lado izquierdo: Para la ecuación parcial: Fe+2 Fe+3 Se suma 1 e- del lado derecho para igualar la carga 2+ en el lado izquierdo, quedando: Paso 4: Ahora se igualan los electrones ganados y perdidos, para ello se multiplica la ecuación: Fe+2 Fe+3 + 1e- por 6, así: Paso 5: Se suman las ecuaciones parciales y se realiza la simplificación de los electrones:

Para comprobar que la ecuación final está balanceada, se verifican tanto el número de átomos como el número de cargas:

Balance atómico



Balance electrolítico

Izquierda

Derecha

Izquierda = Derecha

2Cr

2Cr

70

70

-2+14+12 = 6 + 0 + 18 +24 = 24

14H

7x2 =14H

6Fe

6Fe

Método del Cambio de Valencia: Balanceo de la siguiente ecuación: Sn + HNO3

SnO2 + NO2 + H2O

Paso 1: Escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas en este tema para asignar el número de oxidación. Paso 2: Determinar cuáles elementos han sufrido variación en el número de oxidación: Paso 3: Determinar el elemento que se oxida y el que se reduce: Paso 4: Igualar el número de electrones ganados y perdidos, lo cual se logra multiplicando la ecuación Sn0 – 4eSn+4 por 1 y la ecuación: N+5 + 1eN+4por 4, lo que dará como resultado: Paso 5: Sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el número de electrones perdidos y ganados que debe ser igual: Paso 6: Llevar los coeficientes de cada especie química a la ecuación original: En algunos casos la ecuación queda balanceada pero en otros, como este es necesario terminar el balanceo por tanteo para

ello es necesario multiplicar el agua por dos:

Balance atómico

VIII.

1 Sn

1 Sn

4H

2x2=4H

4N

4N

4 x 3 = 120

2 + (4x2) + 2 = 120

CALCULO DE LA MASA EQUIVALENTE A UN PROCESO REDOX

Denominamos equivalente redox a la cantidad de sustancia que gana o pierde un mol de electrones; para calcularlo se divide la masa atómica o molecular ente el nº de electrones que gana o pierde en el proceso:

IX.

PILAS GALVÁNICAS Y ELECTROLÍTICAS



Galvánica: consta de dos semipilas (denominadas también semi-celdas o electrodos). En su forma más simple, cada semi-pila consta de un metal y una solución de una sal del metal. La solución de la sal contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga del catión. En esencia, la semipila contiene el metal en dos estados de oxidación, y la reacción química en la semipila es una reacción redox, escrita simbólicamente en el sentido de la reducción como:

M n+ (especie oxidada) + n e-

M (especie reducida)

En una pila galvánica un metal es capaz de reducir el catión del otro, y, por el contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal. Las dos semipilas deben estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones.



X.

Electrolítica: Son aquellas en las cuales la energía que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontaneas, generando un proceso denominado electrolisis. no son espontáneas y debe suministrarse energía que funcionen. Al suministrar energía fuerza una corriente eléctrica a pasar la celda y se fuerza a que la reacción redox ocurra. Las celdas electrolíticas constan de: un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una de corriente directa.

para se por

fuente

PROCESOS ANÓDICO Y CATODICO



Anódico: en la cual los electrones son liberados dirigiéndose a otras regiones catódicas. En la región anódica se producirá la disolución del metal (corrosión) y, consecuentemente en la región catódica la inmunidad del metal. Por tanto, cuando se producen cambios en los estados de oxidación, entonces se están generando transferencias de electrones y estamos frente a una reacción redox.



Catódico: El cátodo es el electrodo cargado negativamente donde llegan los cationes y representa el polo negativo de una pila.

En el cátodo ocurre la reducción de los compuestos y el proceso mediante el cual ocurre esta reducción, se denomina Proceso catódico. Las corrientes generadas del cátodo son corrientes negativas.

XI.

POTENCIAL DE ELECTRODO:

Al introducir un metal en una disolución de sus iones aparece inmediatamente una diferencia de potencial entre el metal y la disolución, llamada potencial de contacto o potencial de electrodo. Dicho potencial depende de la naturaleza del metal y de la concentración de la disolución, además de la temperatura, por tratarse de un equilibrio químico. El potencial de un electrodo aislado no se puede medir directamente, pues al introducir uno de los bornes del voltímetro en la disolución ya habría dos metales en ella; para subsanar el problema hay que recurrir a medir la diferencia de potencial entre el electrodo en cuestión y otro elegido arbitrariamente como referencia y al que se le asigna el potencial cero. Este electrodo de referencia es el de hidrógeno. La fuerza electromotriz de una pila es la diferencia de potencial entre sus electrodos, medida mediante un potenciómetro. Epila = E cátodo – E ánodo.

XII.

ECUACIÓN DE NERNST

La ecuación de Nernst es útil para hallar el potencial de reducción en los electrodos en condiciones diferentes al estándar. E=

E °−RT n∗F∗Q

De donde: E, hace referencia al potencial del electrodo Eº= potencial en condiciones estándar. R= constante de los gases. T= temperatura absoluta (en grados Kelvin). n= número de moles que tienen participación en la reacción. F= constante de Faraday (con un valor de 96500 C/mol, aprox.) Q= cociente de reacción

XIII.

POTENCIAL NORMAL DE ELECTRODO

El potencial normal de electrodo se representa habitualmente como Eº y su unidad en el Sistema Internacional es el voltio (V). 1 Es una constante de cada electrodo e indica la tendencia a producirse que posee cierta semireacción.

El potencial normal de electrodo o potencial normal de reducción de electrodo de un elemento, que se abrevia Eo (con un superíndice que se lee como "normal" o "estándar"), es la diferencia de potencial que le corresponde a una celda o semipila construida con un electrodo de ese elemento y un electrodo estándar de hidrógeno, cuando la concentración efectiva o actividad de los iones que intervienen en el proceso es 1 mol/L (1 M), la presión de las sustancias gaseosas es 1 atmósfera, y la temperatura es 298 K (25 °C). Es la medida de un potencial de electrodo reversible individual, en condiciones estándar.

XIV.

REPRESENTACIÓN ESQUEMÁTICA DE LAS PILAS

Ánodo Zn (s)

Puente salino  ZnSO4 (ac) CuSO4 (ac)

Cátodo Cu (s)

Ánodo se lleva a cabo la oxidación: Zn – 2 e –  Zn2+

Cátodo se lleva a cabo la reducción: Cu2+ + 2 e –  Cu

XV.

CALCULO DE POTENCIALES DE UNA PILA

Con los datos de la tabla de potenciales normales de reducción puede calcularse el voltaje que proporciona una pila formada por cualquier pareja de

electrodos, y predecir la polaridad de los mismos. Para ello, no tienes más que escribir las reacciones del electrodo y sus respectivos potenciales, con los signos adecuados. El polo negativo será el electrodo de menor potencial, esto es, el más negativo (o menos positivo), que tenderá a ceder electrones; mientras que el polo positivo será el de mayor potencial (más positivo), que tenderá a captar electrones.

El voltaje de la pila será la diferencia de ambos potenciales, y la reacción global de la pila la suma de las correspondientes reacciones. Eºpila = Eºcátodo - Eºánodo

Para calcular el potencial estándar de una pila, al potencial estándar mayor (reducción en el cátodo) se le quita el potencial estándar menor (oxidación en el ánodo), calculándose así la diferencia entre ambos valores, la diferencia de potencia. CONCLUSIÓN

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado. Cuando una especie puede oxidarse, y a la vez reducirse, se le denomina anfolito, y al proceso de la oxidación-reducción de esta especie se le llama anfolización.

En la industria, los procesos redox también son muy importantes, tanto por su uso productivo (por ejemplo la reducción de minerales para la obtención del aluminio o del hierro) como por su prevención (por ejemplo en la corrosión).

La reacción inversa de la reacción redox (que produce energía) es la electrólisis, en la cual se aporta energía para disociar elementos de sus moléculas.