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Redox

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Redox

  1. 1. Reacciones de Oxidación y reducción Unidad 3 Profesor Jorge Díaz Galleguillos
  2. 2. Introducción <ul><li>Existen muchos fenómenos a tu alrededor y en tu cuerpo relacionado con los procesos REDOX. </li></ul>Oxidación de combustibles Reducción del CO 2 Oxidación de metales Oxidación de nutrientes
  3. 3. Alcance y Campo de Aplicación <ul><li>La disciplina que estudia las leyes de que rigen los procesos redox y su relación con la producción de electricidad se llama electroquímica . </li></ul>
  4. 4. 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.
  5. 5. Concepto de oxidación y reducción <ul><li>Oxidación: </li></ul><ul><li>Un átomo o ion se oxida </li></ul><ul><li>Aumenta su estado de oxidación </li></ul><ul><li>Cede o pierde electrones </li></ul>Zn Zn 2+ + 2e- Agente Reductor: Es la especie química que se oxida, es decir, la que cede electrones.
  6. 6. <ul><li>Reducción: </li></ul><ul><li>Un átomo o ion se reduce </li></ul><ul><li>Disminuye su estado de oxidación </li></ul><ul><li>Gana o acepta electrones </li></ul>Cu 2+ Cu + 2e- Agente Oxidante: Es la especie química que se reduce, es decir, la que acepta electrones.
  7. 7. Observaciones <ul><li>En los procesos de óxido reducción, la transferencia de electrones ocurre siempre desde un agente reductor a un agente oxidante. </li></ul>
  8. 8. Esquematizando los conceptos <ul><li>Semireacción de oxidación </li></ul><ul><li>Semireacción de reducción </li></ul>Agente oxidante Nº electrones + Producto Oxidado Agente reductor Producto reducido + Nº electrones
  9. 9. Ejercicios <ul><li>Identificar: Oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor. </li></ul>1. Al 2. Ca 2+ 3. Mg 4. Na + 5. 2H + 6. 2I - 7. Cl 2 Al 3+ + 3e- Ca + 2e- Mg 2+ + 2e- Na + 1e- H 2 + 2e- I 2 + 2e- + 2e- 2Cl -
  10. 10. Estado o número de oxidación <ul><li>Se define como la carga asignada a cada átomo que forma de un compuesto. </li></ul><ul><li>Indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir en la formación de un compuesto. </li></ul><ul><li>Para determinar el estado de oxidación se debe seguir las siguientes reglas. </li></ul>
  11. 11. 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 H 2 , O 2 , Cl 2 , Br 2
  12. 12. <ul><li>2. El estado de oxidación del hidrógeno es +1 , excepto en el caso de los hidruros (MH v ), donde es -1 . </li></ul><ul><li>Ácidos Hidruros </li></ul><ul><li>H 2 SO 4 Na H </li></ul><ul><li>+1 -1 </li></ul>Reglas para determinar Estado de oxidación
  13. 13. <ul><li>El estado de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es -2 , excepto en los peróxidos (M 2 O 2v ) donde es -1 y cuando se encuentra unido con el fluor , donde actúa con estado de oxidación +2 . </li></ul><ul><li>Peróxidos Con Fluor </li></ul><ul><li>Na 2 O 2 F 2 O </li></ul><ul><li>-1 +2 </li></ul>Reglas para determinar Estado de oxidación
  14. 14. <ul><li>En los iones simples, cationes (+) y aniones (-), el estado de oxidación es igual a la carga del ion. </li></ul><ul><li>Ejemplos: </li></ul><ul><li>Cationes Aniones </li></ul><ul><li>Cu 2+ = +2 Cl - = -1 </li></ul><ul><li>Na + = +1 S 2- = -2 </li></ul>Reglas para determinar Estado de oxidación
  15. 15. <ul><li>En los iones poliatómicos, la suma de los estados de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del ion. </li></ul><ul><li>Ejemplo: SO 4 2- </li></ul>Reglas para determinar Estado de oxidación Nº at. Est. Ox. S = 1 • X = X O = 4 • -2 = -8 -2 X = 6
  16. 16. <ul><li>En las moléculas neutras, los estados de oxidación de todos los átomos deben sumar CERO . </li></ul><ul><li>Ejemplo: H 2 SO 4 </li></ul>Reglas para determinar Estado de oxidación Nº at. Est. Ox. H = 2 • +1 = +2 S = 1 • X = X O = 4 • -2 = -8 0 X = 6
  17. 17. Determinación del Estado de Oxidación <ul><li>A través de una ecuación matemática. </li></ul><ul><li>Ejemplo: Calcular el estado de oxidación del nitrógeno en el HNO 3 </li></ul>H N O 3 1 (+1) + 1 • X + 3 (-2) = 0 X = +5
  18. 18. Ejercicios <ul><li>Determine el estado de oxidación de: </li></ul><ul><li>P en el H 3 PO 3 </li></ul><ul><li>N en el NH 2 OH </li></ul><ul><li>S en el H 2 SO 3 </li></ul><ul><li>Cl en el KClO 3 </li></ul><ul><li>S en el Na 2 S </li></ul><ul><li>Cr en el Cr 2 O 7 2- </li></ul><ul><li>Mn en el MnO 4 2- </li></ul>
  19. 19. Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón <ul><li>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 . </li></ul>I 2 + HNO 3 HIO 3 + NO + H 2 O (Molecular) I 2 + H + NO 3 - H + lO 3 - + NO + H 2 O (Iónica) 0 +1 -6 +5 +1 +5 -6 -2 +2 -2 +2
  20. 20. Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón <ul><li>2. Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor. </li></ul>I 2 lO 3 - NO 3 - NO Oxidación Reducción Agente Oxidante Agente Reductor
  21. 21. Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón <ul><li>Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O : </li></ul>I 2 2 lO 3 - NO 3 - NO
  22. 22. Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón <ul><li>Se igualan los átomos de oxígenos agregando moléculas de H 2 O para balancear los oxígenos: </li></ul>I 2 + 6H 2 O 2lO 3 - NO 3 - NO + 2H 2 O
  23. 23. Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón <ul><li>Igualar los átomos de hidrógenos, agregando iones hidrógeno H + donde falte éste. </li></ul>I 2 + 6H 2 O 2lO 3 - + 12H + 4H + + NO 3 - NO + 2H 2 O
  24. 24. Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón <ul><li>Igualar las semirreacciones 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 (+). </li></ul>0 - 2 +12 = +10 I 2 + 6H 2 O 2lO 3 - + 12H + + 10e- +4 -1 = + 3 0 3e- + 4H + + NO 3 - NO + 2H 2 O
  25. 25. Observaciones <ul><li>Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos). </li></ul><ul><li>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 H 2 O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”. </li></ul><ul><li>Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH - , es decir, no está en medio básico (está en medio ácido, HNO 3 ). </li></ul>
  26. 26. Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón <ul><li>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. </li></ul>I 2 + 6H 2 O 2lO 3 - + 12H + + 10e- 3e- + 4H + + NO 3 - NO + 2H 2 O x3 x10
  27. 27. Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón I 2 + 6H 2 O 2lO 3 - + 12H + + 10e- 3e- + 4H + + NO 3 - NO + 2H 2 O x3 x10 3I 2 + 18H 2 O 6lO 3 - + 36H + + 30e- 30e- + 40H + + 10NO 3 - 10NO + 20H 2 O
  28. 28. Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón <ul><li>Sume las dos semireacciones reduciendo términos semejantes, es decir, cancelando cualquier cantidad de e - , H + , OH - o H 2 O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada. </li></ul>3I 2 + 18H 2 O 6lO 3 - + 36H + + 30e- 30e- + 40H + + 10NO 3 - 10NO + 20H 2 O 3I 2 + 10NO 3 - + 4H + 6IO 3 - + 10NO + 2H 2 O
  29. 29. Balance de ecuaciones REDOX por el método del ion electrón <ul><li>Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema. </li></ul>3I 2 + 10NO 3 - + 4H + 6IO 3 - + 10NO + 2H 2 O <ul><li>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. </li></ul>3I 2 + 10HNO 3 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O

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