Reacciones de oxidación y reducción
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  • 1. Ácido - base Óxido - reducciónSe producen debido a la Se deben principalmentetransferencia de a la transferencia deprotones (H+) desde una electrones (e-) entre unasustancia ácida a una especie química a otra,básica. en forma simultánea.
  • 2. 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.
  • 3. 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.
  • 4.  En los procesos de óxido reducción, la transferencia de electrones ocurre siempre desde un agente reductor a un agente oxidante.
  • 5.  Semireacción de oxidación Semireacción de reducción
  • 6.  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.
  • 7. 1. El estado de oxidación de cualquier átomoen estado libre, es decir, no combinado, ymoléculas biatómicas es CERO. Elementos no Moléculas combinados biatómicas Cu, Al, Ar, Ag H2, O2, Cl2, Br 2
  • 8. 2. El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en el caso de los hidruros (MHv), donde es -1. Ácidos Hidruros H2SO4 NaH +1 -1
  • 9.  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
  • 10. Reglas para determinar Estado deoxidación 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
  • 11.  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 X=6 O= 4 • -2 = -8 -2
  • 12.  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 X=6 O= 4 • -2 = -8 0
  • 13.  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
  • 14. 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 Cr2O72- Mn en el MnO42-
  • 15. 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.0 +1 +5 -6 +1 +5 -6 +2 -2 +2 -2I2 + HNO3 HIO3 + NO + H 2O(Molecular)I2 + H+NO3- H+lO3- + NO + H 2O(Iónica)
  • 16. 2. Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor. I2 lO3- Oxidación Agente Reductor NO3- NO Reducción Agente Oxidante
  • 17.  Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O : I2 2lO3- NO3- NO
  • 18.  Se igualan los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos: I2 + 6H2O 2lO3- NO3- NO + 2H2O
  • 19.  Igualar los átomos de hidrógenos, agregando iones hidrógeno H+ donde falte éste. I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ 4H+ + NO3- NO + 2H2O
  • 20.  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 03e- + 4H+ + NO3- NO + 2H2O
  • 21.  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).
  • 22.  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- x33e- + 4H+ + NO3- NO + 2H2O x10
  • 23. I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10e- x33e- + 4H+ + NO3- NO + 2H2O x103I2 + 18H2O 6lO3- + 36H+ + 30e-30e- + 40H+ + 10NO3- 10NO + 20H2O
  • 24.  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
  • 25.  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 formamolecular; se trasladan estos coeficientes a laecuación molecular y se inspeccionan el balanceo dela ecuación.3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O