Reacciones Redox

9,924 views
9,426 views

Published on

Published in: Education
0 Comments
7 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
9,924
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
3
Actions
Shares
0
Downloads
579
Comments
0
Likes
7
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Reacciones Redox

  1. 1. ÓXIDO-REDUCCIÓN I
  2. 2. CONTENIDOS <ul><li>Estados de oxidación. </li></ul><ul><li>Proceso de oxidación y de reducción. </li></ul><ul><li>Agente oxidante y agente reductor. </li></ul><ul><li>Balance de ecuaciones redox. </li></ul>
  3. 3. OBJETIVOS <ul><li>Caracterizar el proceso de óxido- reducción. </li></ul><ul><li>Identificar agente oxidante y agente reductor. </li></ul>
  4. 4. <ul><li>Reacciones que se caracterizan por la transferencia de electrones desde un agente reductor hacia un agente oxidante. </li></ul><ul><li>Como consecuencia, los estados de oxidación de los elementos que intervienen en el proceso, cambian. </li></ul>ÓXIDO REDUCCIÓN
  5. 5. ESTADO DE OXIDACIÓN <ul><li>Carga eléctrica, positiva o negativa, asignada a cada átomo de un compuesto o ión monoatómico o poliatómico, de acuerdo con ciertas reglas. </li></ul>
  6. 6. CÁLCULO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN <ul><li>EJEMPLO </li></ul><ul><li>Encuentre el estado de oxidación de As en el compuesto AsO 4 -3 </li></ul><ul><li>AsO 4 -3 </li></ul><ul><li>X + 4(-2) = -3 </li></ul><ul><li>X – 8 = -3 </li></ul><ul><li>X = +5 </li></ul>
  7. 7. OXIDACIÓN Es el traspaso de electrones de un elemento, haciendo que éste aumente su estado de oxidación. Fe ++ -> Fe +++ + ē
  8. 8. <ul><li>Es la entidad que sufre el proceso de oxidación. </li></ul><ul><li>En el ejemplo anterior, el ión hierro (II) sufrió un proceso de oxidación puesto que aumentó su número de oxidación, originando el ión hierro (III). Luego, el Fe +2 es el agente reductor. </li></ul><ul><li>Resumiendo, el agente reductor e s la entidad que provoca una reducción en otra entidad, al ceder electrones a ésta . </li></ul>AGENTE REDUCTOR
  9. 9. REDUCCIÓN <ul><li>Es la ganancia de electrones por parte de un elemento, el cual disminuye su estado de oxidación. </li></ul>Al +++ -> Al 0 + 3ē
  10. 10. AGENTE OXIDANTE Es la entidad que sufre el proceso de reducción. En el ejemplo anterior, el ión aluminio (III) sufrió un proceso de reducción puesto que ganó 3 electrones y originó al ión aluminio. Se observa que hay disminución en el estado de oxidación del aluminio. Luego, el Al +3 es el agente oxidante. Resumiendo, el agente oxidante e s la entidad que provoca una oxidación en otra entidad al captar electrones de ésta.
  11. 11. REACCIONES REDOX Agente reductor Agente oxidante ↓ ↓ Cede ē Capta ē ↓ ↓ Aumenta su estado de oxidación Disminuye su estado de oxidación ↓ Se oxida ↓ Se reduce Oxidación Reducción
  12. 12. ÓXIDO REDUCCIÓN aumento del estado de oxidación pérdida de electrones ganancia de electrones disminución del estado de oxidación oxidación reducción
  13. 13. REACCIONES REDOX <ul><li>En todo proceso de óxido reducción, se verifica la semi reacción de oxidación y la semi reacción de reducción. </li></ul><ul><li>Ejemplo </li></ul><ul><li>Mg 0 Mg +2 + 2é Semi reacción de oxidación . </li></ul><ul><li>2 H + + 2é H 2 Semi reacción de reducción . </li></ul><ul><li>Mg 0 + 2 H + Mg +2 + H 2 Reacción total redox. </li></ul>
  14. 14. Óxido reducción SnCl 2 + Cl 2 -> SnCl 4 E. O . -1 +2 0 -1 +4 Oxidación Reducción Reductor Oxidante
  15. 15. BALANCE DE ECUACIONES REDOX <ul><li>MÉTODO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN </li></ul><ul><li>EJEMPLO </li></ul><ul><li>Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O + NO </li></ul><ul><li>SEMIRREACCIONES </li></ul><ul><li>Cu 0 Cu +2 + 2é </li></ul><ul><li>N +5 + 3é N +2 </li></ul>
  16. 16. <ul><li>Las semirreacciones balanceadas serán: </li></ul><ul><li>3 Cu 0 3 Cu +2 + 6é </li></ul><ul><li>2 N +5 + 6é 2 N +2 </li></ul><ul><li>Al sumar ambas semirreacciones: </li></ul><ul><li>3 Cu + 2 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O + 2 NO </li></ul><ul><li>Por último: </li></ul><ul><li>3 Cu + 8 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) 2 + 4 H 2 O + 2 NO </li></ul>
  17. 17. MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN <ul><li>EJEMPLO </li></ul><ul><li>HNO 3 + H 2 S NO + H 2 O + S </li></ul><ul><li>SEMIRREACCIONES </li></ul><ul><li>H 2 S S º + 2é </li></ul><ul><li>NO 3 - + 3é NO </li></ul>
  18. 18. <ul><li>Las semirreacciones balanceadas serán: </li></ul><ul><li>3 H 2 S 3 S º + 6é + 6 H + </li></ul><ul><li>2 NO 3 - + 6é + 8 H + 2 NO + 4 H 2 O </li></ul><ul><li>Al sumar ambas semirreacciones </li></ul><ul><li>2 NO 3 - + 2 H + + 3 H 2 S 2 NO + 4 H 2 O + 3 S </li></ul><ul><li>Por último: </li></ul><ul><li>2 HNO 3 - + 3 H 2 S 2 NO + 4 H 2 O + 3 S </li></ul>

×