Colegio Pedro de Valdivia ProvidenciaCuarto Medio

Prof. Jorge Yáñez R.

Reacciones de intercambio de electrones “Redox”

Reacciones de intercambio electrónico cotidianas: Combustión:CH4(g) + 2O2(g) CO2 + H2O(g)

La Corrosión:4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)

Fotosíntesis y respiración:6CO2 (g)+ H2O(l) C6H12O6(ac)+ 6O2

Tabla periódica y propiedades

Oxidación y reducción Oxidación es cuando un elemento pierde electrones Reducción es cuando un elemento gana electrones.

Cu(s) +2AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s) 0 0+ 2+

oxidac ión

reducción

1.Cobre metálico en solución de nitrato de plata.

2. Sulfato de cobreen solución y nitrato de plata metálico.

Reducción y oxidación “Redox” Siempre ocurre una reacción de oxidación y una de

reducción a la vez. La reducción se puede detectar por una disminución del

estado de oxidación, se hace más negativo. La oxidación se puede detectar por un aumento en estado de

oxidación, el estado de oxidación se hace más positivo.Ecuación general: Cu(s) +2AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s) Ecuación iónica total :

Cu(s) +2[Ag+(ac) + NO3-(ac)] Cu+(ac) + 2NO3

-(ac) + 2Ag(s)

Ecuación iónica neta: Cu(s) +2Ag+(ac) Cu+(ac) + 2Ag(s)

Estado de oxidación Significa el número de cargas que tendría un átomo en una

molécula( o en compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente.

S(s) + O2 (g) SO2 (g)0 0 +4 -2

Reglas para asignar el número de oxidación 1.En los elementos libres, cada átomo tiene un N.O. cero.

H2,Br2, Na, Be, K, O2, P4, Cu, Fe, O3.

2.Para los iones monoatómicos la carga del ion es igual al N.O.(metales alcalinos N.O=+1; Metales A. Terreos=+2)

3.El N.O. del oxígeno es -2 en la mayoría de los compuestos (MgO, H2O, Fe2O3), pero al formar peróxidos(O2

-2) tiene carga -1 (H2O2, Na2O2,Li2O2)

4.El N.O. del hidrógeno es +1(HCl, NaOH, H2S) excepto cuando está enlazado con metales en compuestos binarios en donde su número de oxidación es -1( LiH, NaH,CaH2).

Reglas para asignar el número de oxidación 5.El flúor tiene N.O. -1, en todos sus compuestos. Los otros

halógenos (Cl,Br y I) tienen N.O. negativos cuando se encuentran como halogenuros. Cuando se combinan con oxígeno, tienen números de oxidación positivos.

6.En una molécula neutra, la suma de los N.O. de oxidación de todos los átomos debe ser 0.

7. En un ion poliatómico, las suma de los N.O. de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ion.( NH4

+, N-3 y

H+ -3+4(+1)=+1)

Estados de oxidación más comunes

Agente oxidante agente reductor. Cada sustancia juega un papel importante dentro de una

reacción redox, los identificamos como:Agente oxidante: Ganan electrones.Agente Reductor: Pierden electrones.

Cu(s) +2Ag+(ac) Cu2+(ac) + 2Ag(s)

Cu: Agente ReductorAg+: Agente Oxidante.

0 0

Oxidación/Agente reductor

Reducción/Agente oxidante

Las semirreacciones. Las reacciones de oxido reducción se deben examinar por

separado en un proceso de oxidación y en un proceso de reducción.

La cantidad de electrones en juego debe ser la misma, electrones ganados igual a la cantidad de electrones perdidos.

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

Semirreacción de oxidación:

2Mg 2Mg2+ +4e-

Semirreacción de reducción:

O2 +4e- 2O2-

Tipos de reacciones redox Combinación: Son aquellas en que dos sustancias se combinan

para formar un solo producto:

A + B C

Ejemplos: 1. S(s) + O2(g) SO2 (g) 2. 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) 3. H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) 4. 2H2(g) + O2(g) 2H2O 5. 3Mg(s) + N2(g) Mg3N2(s)

Tipos de reacciones redox Combinación:

K + Cl2 P + Cl2

Tipos de reacciones redox Descomposic ión: Es la ruptura de un compuesto en dos o

más componentes.

C A+B

Ejemplos:

1. 2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

2. 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

3. 2NaH(s) 2Na(s) + H2(g)

Tipos de reacciones redox Descomposic ión:

Hg2O2

Tipos de reacciones redox Desplazamiento: Un ion ( o un átomo) de un compuesto

se reemplaza por un ion ( o átomo) de otro elemento.

A + BC AC + B

Ejemplos:

1. 2Na(s) + H2O(l) 2NaOH(ac) +H2 Desp. de hidrógeno.

2. Zn(s) + 2HCl(a) ZnCl2(ac) +H2 Desp. de hidrógeno.

3. 2Mg(l) + TiCl4(g) Ti(s) + 2MgCl2 Desp. de metales.

4. 2KBr(ac) + Cl2(g) 2KCl(ac) + Br(l) Desp. De halógenos

Tipos de reacciones redox Desplazamiento:

Zn + CuSO4 Zn + H2SO4 Al + HCl

K + H2O

Tipos de reacciones redox Dismutación(desproporción): Son las reacciones donde

un mismo elemento en un estado de oxidación se oxida y se reduce al mismo tiempo.

Ejemplo:

H2O2 (ac) 2H2O(l) + O2(g)

Ejercicios Clasifique las siguientes reacciones redox , identifique la

especie reducida , la especie oxidada, el agente reductor,el agente oxidante y las realice las semirreacciones.

1. 2N2O(g) 2N2(g) + O2 (g)

2. 6Li(s) + N2(g) 2Li3N(s)

3. Ni(s) + Pb(NO3)(ac) Pb(s) +Ni(NO3)2(ac)

4. 2NO2 + H2O(l) HNO2(ac) + HNO2(ac)

Balanceo de ecuaciones redox En ambos lados de la ecuación hay la misma cantidad de

átomos. En ambos lados de la ecuación existen las mismas cantidades

de carga, los electrones se conservan.

3Cu(s) + 8HNO3(ac) 3Cu2+(ac) + 2NO(g) +6NO3-(ac) + 4H2O(l)

“ A veces las ecuaciones son demasiado complejas para resolverlas por tanteos”

Redox en soluciones ácidas La técnica de balancear ecuaciones redox consiste en

dividirlas en medias reacciones separadas. Realizaremos el siguiente ejemplo: H+

SO2(ac) + Cr2O72-(ac) SO4

2-(ac) + Cr3+(ac)

Redox en soluciones ácidas Paso1: Escribir la ecuación esquemática de la reacción. SO2 + Cr2O7

2- SO42- + Cr3+

Paso2: Asignar números de oxidación a todos los átomos a ambos lados de la ecuación.

SO2 + Cr2O72- SO4

2- + Cr3+

Paso3: Determinar cuales son los átomos que se oxídan y los que se reducen.

SO2 + Cr2O7

2- SO42- + Cr3+

-4 -2 +6 -2 +6 -2 +3

reducción

Oxidación

Redox en soluciones ácidas Paso 4: Dividir la reacción en medias reacciones de

oxidación y reducción y balancearlas. Oxidación: SO2 SO4

2-

Reducción: Cr2O72- Cr3+

a) Reducción: Cr2O72- + 6e- 2Cr3+

“Los oxígenos se igualan con agua y los hidrógenos con protones”

Cr2O72- +14H + + 6e- 2Cr3+ + 7H2O

b) Oxidación: SO2 SO42- + 2e-

SO2 + 2H2O SO42- + 2e- + H +

Redox en soluciones ácidas Paso5: Se combinan las dos medias reacciones, de tal

manera que ni se crean ni se destruyen electrones. Cr2O7

2- +14H + + 6e- 2Cr3+ + 7H2O

3x(SO 2 + 2H 2O SO 4 2- + 2e - + 4H +) . Cr2O7

2- +14H + + 3SO2 + 6H2O 2Cr3+ + 7H2O + 3SO42- + 12H +

Paso6: Balancear, si es necesario, el resto de la ecuación.

Cr2O72- +2H + + 3SO2 2Cr3+ + H2O + 3SO4

2-

Ejercicio: Determine la estequiometria correcta de la siguiente

reacción redox en medio ácido: H+

MnO4- (ac) + H2O2(ac) Mn2+(ac) + O2(g)

R:2MnO4

- (ac) + 5H2O2(ac) + 6 H+(ac) 2Mn2+(ac) + 5O2(g) + 8H2O(l)

Redox en soluciones básicas Estas soluciones contienen moleulas de H2O e iones OH-.

En consecuencia debemos agregar moléculas de agua o iones hidroxilos según sea necesario en la ecuación.

Ejemplo: Escriba la ecuación balanceada para la siguiente reacción en medio básico.

OH-

MnO4- (ac) + H2O2(ac) MnO2 (s) + O2(g)

Redox en soluciones básicasPaso1: Escribir la ecuación esquemática de la reacción.

MnO4- (ac) + H2O2(ac) MnO2 (s) + O2(g)

Paso2: Asignar números de oxidación a todos los átomos a ambos lados de la ecuación.

MnO4- (ac) + H2O2(ac) MnO2 (s) + O2(g)

+7 -2 +1 -1 +4 -2 0

Paso3: Determinar cuales son los átomos que se oxidan y los que se reducen.

MnO4- (ac) + H2O2(ac) MnO2 (s) + O2(g)

reducción

Oxidación

Redox en soluciones básicasPaso 4: Dividir la reacción en medias reacciones de oxidación y

reducción y balancearlas.

Reducción: MnO4- MnO2

H2 Oxidación: H2O2 O2

a) Reducción: MnO4- + 3e- MnO2

“Se equilibra la carga neta de -4 al lado izquierdo de la ecuación con 4 hidroxilos al lado derecho”

i. MnO4- + 3e- MnO2 + 4OH-

ii. MnO4- + 2H2O + 3e- MnO2 + 4OH-

Redox en soluciones básicasb) oxidación: H2O2 O2 + 2e-

“ La carga de la media reacción se puede balancear agregando un par de iones OH- a los reactivos.

i. H2O2 + 2OH- O2 + 2e-

ii. H2O2 + 2OH- O2 + 2e- + 2H2O

Redox en soluciones básicasPaso5: Se combinan las dos medias reacciones, de tal manera que

ni se crean ni se destruyen electrones.

2x (MnO4- + 2H2O + 3e- MnO2 + 4OH-)

3x (H 2O 2 + 2OH - O 2 + 2e- + 2H 2O) .

2MnO 4- +3H 2O 2 + 6OH - + 4H2O 2 MnO 2 + 3O 2 + 8OH - +

6H 2O

Paso6: Balancear, si es necesario, el resto de la ecuación.

2MnO 4- +3H 2O 2 2 MnO 2 + 3O 2 + 2OH - + 2H 2O