Reduccion oxidacion[1]

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Reduccion oxidacion[1]

  1. 1. REACCIONES DE OXIDACION- REDUCCION REDOX Q.F. Javier Martinez Carreras
  2. 2. HistoriaEl término OXIDACIÓN comenzó ausarse para indicar que un compuestoincrementaba la proporción de átomosde Oxígeno.Igualmente, se utilizó el termino deREDUCCIÓN para indicar unadisminución en la proporción deoxígeno.
  3. 3. Estado de oxidación SO SO (E.O.) PA PA (También número de oxidación).RERE “Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos”. En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo. El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.
  4. 4. SO Principales estados de SO PA PARERE oxidación. Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0. El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2. El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos y +1 en el resto de los casos que son la mayoría. Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.
  5. 5. SO SO Cálculo de PA PARE estadoRE de oxidación (E.O.). La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0. Ejemplo : Calcular el E.O. del S en ZnSO4 E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2; +2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0 ⇒ E.O.(S) = +6 Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.
  6. 6. SO SO Ejemplos de cálculo de PA PARE estados de oxidación (E.O.).RE CO2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2” ⇒ E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2. El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O).
  7. 7. Definición actual OXIDACIÓN: Pérdida de electrones(o aumento en el número de oxidación).Ejemplo: Cu → Cu2+ + 2e– REDUCCIÓN: Ganancia de electrones(o disminución en el número de oxidación).Ejemplo: Ag+ + 1e– →AgSiempre que se produce una oxidación debeproducirse simultáneamente una reducción.Cada una de estas reacciones se denominasemirreacción.
  8. 8. Ejemplo: Cu +AgNO3Introducimos un electrodo de cobreen una disolución de AgNO3,De manera espontánea el cobre seoxidará pasando a la disolucióncomo Cu2+.Mientras que la Ag+ de la misma sereducirá pasando a ser platametálica:a) Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación)b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción). Imagen cedida por © Grupo ANAYA S.A. Química 2º de bachillerrato
  9. 9. Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2Al introducir una lámina decinc en una disolución dePb(NO3)2.La lámina de Zn se recubrede una capa de plomo:a) Zn →Zn2+ + 2e– (oxidación)b) Pb2+ + 2e–→ Pb(reducción). Imagen cedida por © Grupo ANAYA S.A. Química 2º de bachillerrato
  10. 10. Ejemplo: Zn + HCl(aq)Al añadir HCl(ac)sobre Zn(s) seproduce ZnCl2 y sedesprende H2(g)que, al ser un gasinflamable, produceuna pequeñaexplosión alacercarle un cerillaencendida.
  11. 11. Ejemplo: Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 es una reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2 Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones). Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e– con el O a compartir los 4 electrones).
  12. 12. Oxidantes y reductoresOXIDANTES: El la sustancia capaz deoxidar a otra, con lo que ésta se reduce.REDUCTORES: El la sustancia capazde reducir a otra, con lo que ésta seoxida.Ejemplo: Zn + 2Ag + → Zn 2+ + 2AgOxidación : Zn (reductor) → Zn2+ + 2e–Reducción : Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag
  13. 13. Ejercicio A: Formule, complete y ajustelas siguientes reacciones, justificando de que tiposon: a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco.b) Carbonato cálcico más calor. c) Cloro mássodio.d) Ácido sulfúrico más zinc metala) HCl + NH3 → NH4Cl Ácido-base . No cambia ningún E.O.b) CaCO3 → CaO + CO2 Descomposición . No cambia ningún E.O.c) Cl2 + 2 Na → 2 NaClE.O.: 0 0 +1 –1 Redoxd) H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2E.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0 Redox
  14. 14. Ajuste de reacciones redox (método del ion-electrón) Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción). Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de e– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.
  15. 15. Etapas en el ajuste redoxEjemplo: Zn + AgNO 3 → Zn(NO 3 ) 2 +AgPrimera: Identificar los átomos quecambian su E.O.Zn(0) → Zn(+2); Ag (+1) → Ag (0)Segunda: Escribir semirreacciones conmoléculas o iones que existan realmente endisolución ajustando el nº de átomos: (Zn,Ag+, NO3–, Zn2+, Ag)Oxidación: Zn → Zn2+ + 2e– + –
  16. 16. Etapas en el ajuste redox (cont).Tercera: Ajustar el nº de electrones deforma que al sumar las dossemirreacciones, éstos desaparezcan. En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2. Oxidación: Zn → Zn2+ + 2e– Reducción: 2Ag+ + 2e– → 2Ag R. global: Zn + 2Ag+ + 2e– → Zn2+ + 2Ag + 2e–
  17. 17. Etapas en el ajuste redox (cont).Cuarta: Escribir la reacción químicacompleta utilizando los coeficienteshallados y añadiendo las moléculas oiones que no intervienen directamenteen la reacción redox (en el el ejemplo, elion NO3–) y comprobando que toda lareacción queda ajustada:Zn + 2 AgNO 3 → Zn(NO 3 ) 2 + 2 Ag
  18. 18. Ejemplo: Ajuste redox KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: +1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2 KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
  19. 19. Ejemplo:KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2OSegunda: Escribir semirreaccionesajustando el nº de átomos:Oxidación: 2 I– → I2 + 2e–Reducción : Mn+7 + 5e– → Mn+2
  20. 20. Ejemplo: KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan: Ox. : 5 x (2 I– → I2 + 2e–) Red. : 2 x (Mn+7 + 5e– → Mn2+ ) Reacción global : 10 I– + 2 Mn+7 + 10 e– → 5 I2 + 2 Mn2+ + 10 e–
  21. 21. Ejemplo: Ajuste redox KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2OCuarta: Escribir la reacción química completautilizando los coeficientes hallados y añadiendolas moléculas o iones que no intervienendirectamente en la reacción redox:2 KMnO4 + 8 H2SO4 +10 KI → 2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O
  22. 22. RESUMEN 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)Semirreación del Na Na → Na+ + e-Una sustancia que pierde e- en una reacción química(un incremento en el estado de oxidación) →oxidada (agente reductor)Semirreación del Cl 2e- + Cl2 → 2Cl-Una sustancia que gana e- en una reacción química(un descenso en el estado de oxidación) → reducido(agente oxidante)
  23. 23. RESUMEN REGLASLos e- ganados en el proceso de reducción deben igualar alos e- perdidos en el proceso de oxidaciónEstado de oxidación de un elemento en su estado libre escero.Estado de oxidación de un ión monoátomico es igual a lacarga de ese ión (IA siempre +1; IIA siempre +2)Halógenos tienen un estado de oxidación de -1(compuestos binarios.Oxigeno por lo general es -2. (peróxidos -1; superóxidos-½; unido F +2)Por lo general hidrógeno es +1. combina con un metalmenos electronegativo es -1.Suma de los estados de oxidación de todos los átomos deun compuesto neutro es cero. Iones poliatomicos la sumade los estados de oxidación es igual a la carga del ión.
  24. 24. RESUMENBALANCEO DE ECUACIONES REDOXMétodo del estado de oxidaciónSe concentra en los átomos de los elementos quesufren un cambio en el estado de oxidación1.- identificar los átomos cuyos estados deoxidación han cambiado2.- dibuje un puente entre los átomos que hancambiado3.- multiplique los números por números enterosque produzcan un número en común.4.- balancee el resto de la ecuación por inspección.
  25. 25. EJEMPLOEcuaciones no balanceadas, indique elreactivo oxidado, el reactivo reducido, elagente oxidante y el agente reductor.a) Al + HCl → AlCl3 + H 2b) CH4 + O2 → CO2 + H 2Oc) MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H 2Od) K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl → CrCl3 + SnCl4 + KCl + H 2O
  26. 26. EJEMPLOSHNO3 + H2S + HCl → NO + S + H 2OZn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + AgAl + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H 2Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H 2O + NO2

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