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Redox
1. Reacciones de Oxidación-Reducción
Son aquellas reacciones en las que el estado de oxidación de una o más sustancias cambia en el transcurso de las mismas.
El empleo de estados de oxidación es un método conveniente para contar, pero en general, el estado de oxidación de un elemento no debe tomarse como el equivalente a su carga en un compuesto químico.
El estado o número de oxidación es un número arbitrario que se asigna a un determinado elemento en una combinación química, que viene a dar una medida de la extensión en que tendría que oxidarse o reducirse un elemento, en estado libre, para llegar al estado en que se encuentra dicho compuesto.
Dada la arbitrariedad de dicho valor, es necesario establecer unas reglas de modo que los estados de oxidación asignados a los elementos en diferentes compuestos sean siempre los mismos.
El número de oxidación de una especie en estado elemental es 0.
El número de oxidación de un ión es igual a la carga de dicho ion.
La suma de los número de oxidación de los distintos átomos es 0 en una
molécula neutra.
La suma de los números de oxidación de los distintos átomos es igual a
la carga del ion.
Ciertos átomos tienen siempre los mismos números de oxidación.
Metales del Grupo 1 (Li, Na...) + 1
Metales del Grupo 2 (Be, Mg...) + 2
Flúor es - 1
Oxigeno es casi siempre - 2. (Excepto para peroxidos (O 2 -^2 ) donde es – 1 y
superoxidos.(O 2 - ) donde es – 1 / 2 )
Hidrógeno es normalmente + 1 , excepto en hidruros de los grupos 1 y 2
como NaH y CaH 2 donde es - 1
¿Cuál es el número de oxidación de cromo en el ion, CrO 4 -2?
El número de oxidación global del ion es igual a su carga del ion (-2).
La suma de los números de oxidación es igual a la carga.
Hay cuatro oxígenos cada uno tiene número de oxidación de – 2.
Oxnum(Cr) + 4 Oxnum(O) = - 2
Oxnum(Cr) + 4 (-2) = - 2
Oxnum(Cr) = +
Especie Química Estado de oxidación
Elemento químico 0
Iones Simples
La carga del ion: M+^ (I),
M2+^ (II), X-^ (-I)
Ion peróxido O 22 -^ (-II)
Hidruro - I
Óxido - II
Oxidación es el proceso de perdida de electrones por
parte de una molécula, átomo o ion y reducción el proceso
inverso, la ganancia de electrones.
En un proceso redox se produce una transferencia de electrones del átomo que se oxida al átomo que se reduce.
Si una sustancia se oxida , otra se reduce.
La sustancia que hace posible que otra sustancia se oxide
se llama agente oxidante , esto implica que el oxidante se
reduce.
De modo similar, el agente reductor es aquella especie que
reduce a otra , es decir el reductor se oxida.
Zn(s) + 2H+(ac) Zn2+(ac) + H 2 (g)
0 +1 +2 0
El Zn es el reductor y el H+^ es el oxidante.
Balanceo de ecuaciones Redox. Método del ion-electrón
Cuando se ajusta una reacción química debe conservarse la masa. La cantidad de cada elemento debe ser la misma en ambos lados de la ecuación
Debe ajustarse también el número de electrones.
Si una sustancia pierde un cierto número de electrones, entonces otra sustancia debe ganar ese mismo número de electrones.
La reacción entre el ion permanganato MnO 4
- y el ion oxalato C 2 O 42 –^ en disolución ácida.
MnO 4
- (ac) + C 2 O 42 - (ac) Mn2+^ + CO 2 (g)
Las dos semirreacciones
MnO 4
- (ac) Mn2+(ac)
C 2 O 42
- (ac) 2CO 2 (g)
Si la reacción se lleva a cabo en medio ácido se añaden moléculas de H 2 O al miembro deficiente en oxígeno hasta igualar ambos miembros en átomos de oxígeno.
Después se pueden sumar H+^ al lado deficiente en hidrógeno.
MnO 4
- (ac) Mn2+(ac) + 4H 2 O
Los 8 átomos de hidrógeno se ajustan ahora agregando 8H+^ a los reactivos
MnO 4
- (ac) + 8H+^ Mn2+(ac) + 4H 2 O
La carga total de los reactivos es +7 y de los productos +. Para balancear la carga se añaden 5e–.
MnO 4
- (ac) + 8H+^ + 5e –^ Mn2+(ac) + 4H 2 O
Para la media reacción del oxalato
C 2 O 42
- (ac) 2CO 2 (g) + 2e –
Es necesario multiplicar cada semirreacción por un factor apropiado de modo que el número de electrones ganados en una media reacción sea igual al número de electrones perdidos en la otra.
2MnO 4
- (ac) + 16H+^ + 10e –^ 2Mn2+(ac) + 8H 2 O
5C 2 O 42
- (ac) 10CO 2 (g) + 10e –
Cu Cu2+
4H+^ + NO 3
- NO + 2H 2 O
Cu Cu2+^ + 2e –
4H+^ + NO 3
- + 3e –^ NO + 2H 2 O
3Cu 3Cu2+^ + 6e –
8H+^ + 2NO 3
- + 6e –^ 2NO + 4H 2 O
3Cu + 8HNO 3 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O
3Cu + 8H+^ + 2NO 3
- 3Cu2+^ + 2NO + 4H 2 O
Si la reacción tiene lugar en medio básico, por cada oxígeno en exceso se añade una molécula de agua a ese mismo miembro y 2OH
- en el otro miembro.
Cr3+^ + I
- + OH - + Cl 2 CrO 42 –^ + IO 4 - + Cl - + H 2 O
Oxidación Cr3+^ CrO 42 – I
- IO 4 -
Reducción Cl 2 Cl
-
Cr3+^ + 8OH
- CrO 42 –^ + 4H 2 O
Cl 2 2Cl
-
I
- + 8OH - IO 4 - + 4H 2 O
CN
- + MnO 4 - (ac) CNO - + MnO 2 (s) disolución básica
Oxidación CN
- (ac) CNO -
Reducción MnO 4
- (ac) MnO 2 (s)
2OH
- + CN - (ac) CNO - + H 2 O + 2e –
MnO 4
- (ac) + 2H 2 O + 3e –^ MnO 2 (s) + 4OH -
6OH
- + 3CN - (ac) 3CNO - + 3H 2 O + 6e –
2MnO 4
- (ac) + 4H 2 O + 6e –^ 2MnO 2 (s) + 8OH -
3CN
- (ac) + 2MnO 4 - (ac) + H 2 O 3CNO - + 2MnO 2 (s) + 2OH -
Al + NO 2
- Al(OH) 4 - + NH 3
Oxidación Al Al3+
Reducción NO 2
- NH 3
Al Al3+^ + 3e –
6e –^ + 7H+^ + NO 2
- NH 3 + 2H 2 O
6e –^ + 7OH
- + 7H+^ + NO 2 - NH 3 + 2H 2 O + 7OH -
6e –^ + 7H 2 O + NO 2
- NH 3 + 2H 2 O + 7OH -
6e –^ + 5H 2 O + NO 2
- NH 3 + 7OH -
2.1 Celdas Voltaicas
Una reacción redox espontánea implica una transferencia
de electrones, este movimiento de electrones puede
utilizarse para realizar un trabajo eléctrico.
El dispositivo utilizado se denomina celda voltaica.
El movimiento o transferencia de electrones se produce a
través de un camino externo en lugar de ocurrir
directamente entre los dos reactivos.
Un ejemplo sería la siguiente celda voltaica:
La reacción entre Zn metálico e iones Cu2+^ es una reacción redox
espontánea.
Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-
Cu2+(ac) + 2e-^ Cu(s)
El Zn metálico se oxida y el ión Cu2+^ se reduce.
La reacción inversa no es espontánea.
