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Reacciones de oxido reduccin o Redox
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Las reacciones de oxido reduccin son aquellas en lasque se producen cambios en el n de oxidacin (estado de
oxidacin) de los tomos que intervienen en la misma,debido a una transferencia real o aparente de electrones
n de oxidacin de un elemento (tomo) en un compuesto es el nmero de
electrones que gana o pierde un tomo cuando forma dicho compuesto.
Hasta ahora no observabamos los estados de oxidacin de lostomos:
+1 +6 -2 +2 -2 +1 +2 +6 -2 +1 -2H2SO4 ac + Fe(OH)2 ac FeSO4 ac + H2O
No es una recc. Redox porque no hay cambio en el n de oxidacin de lostomos y por ende no hay transferencia electrnica.
En cambio:
0 0 +3 -2
4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3
Es una reaccin es Redox, ya que hay cambios en el n de oxidacin y unatransferencia de e` desde Fe a O2
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Otro ejemplo de reaccion redox (con cambios de n de oxidacin por
transferencia de e` desde el C al O2):
0 0 +4 -2
C (s) + O2 (g) CO2 (g)
La transferencia de electrones (e`) ocurre simultneamente y
siempre que haya un tomo (elemento) que cede electrones
habr otro que los acepta. As se produce un cambio en el n
de oxidacin
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Entonces:
Estado de oxidacin (tambin nmero de oxidacin): esn de e`que gana o pierde un tomo (elemento) al formar un
compuesto.
Cmo se asignan los n de oxidacin? Compuestos inicos: Es la carga del in.
Compuestos moleculares: la asignacin es arbitraria y
habra que suponer que la pareja de electrones compartidos
estn totalmente desplazados hacia el elemento mselectronegativo y a este se le asigna n de oxidac. Negativo;
mientras al menos electronegativo se le asigna un n de
oxidacin positivo.
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Principales estados de oxidacin para
Un elementos en estado libre o no combinado es 0 (incluidos las
molculas poliatmicas, por ej H2; S8, O2).
Un in sencillo o monoatmico es la carga del in: Fe+3 ; O -2
Iones poliatmicos es la suma de los n de oxidacin de los tomos que
lo conforman: SO4 -2 = S+6 + O4
-2 = (+6) + (-2 . 4) = 6 -8 = -2
La suma de los n de oxidacin de un compuesto es 0
H = +1, excepto en hidruros metlicos con -1 (NaH; CaH2)
O2 = -2, excepto en perxidos -1 (H2O2; CaO2); superxidos (KO2;
FO2); con el F- que es +2 (F2O)
F = -1
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La ubicacin en la tabla peridica permite asignar n de oxidacin:
Grupo:
1 A = +1
2 A = +2
3 A = +3 (generalmente)
4 A = +2; + 4 (generalmente, hay otros n oxid. de C y Si)
5 A = - 3 en binarios con metales, H o NH4 + ( con los de la derecha
de la tabla +3 y +4)
6 A = -2 en binarios con metales, H o NH4+
7 A = -1 en binarios con metales, H o NH4+o halgeno ms pesado
(tambin, 3, 5, 7)
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En las reacciones de oxido reduccin o redox hay una
transferencia real o aparente de e`entre los reactantes
que cambia su estado de oxidacin; por lo cual un
reactante aumenta su n de oxidacin y el otro lo reduceindicando claramente que ocurren simultneamente. As
existen pares entre los que ocurre la transferencia
Transferencia de e`
0 0 +4 -2
C (s) + O2 (g) CO2 (g)
cedi e` acept e`
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OXIDACIN: Aumento algebraico en el nmero de oxidacin porprdida de electrones
Ejemplo: Cu Cu2+ + 2e
REDUCCIN: Disminucin algebraica en el nmero de oxicacin por
ganancia de electrones
Ejemplo: O2 + 2 e O -2
* Siempre que se produce una oxidacin debe producirsesimultneamente una reduccin (transferencia electrnica entrepares redox).Cada una de estas reacciones se denomina hemireaccin.
Por ejemplo para la reaccin redox
0 0 +2 -2
2 Cu (s) + O2 (g) 2 CuO Hemireac. oxidacin
Hemireac. reduccin
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As, las reacciones redox se pueden analizar o ver como
dos hemireacciones que ocurren simultneamente. Unahemireaccin de oxidacin (par redox de oxidacin) y una
de reduccin (par redox de reduccin).
Hemireaccin de oxidacin (par redox de oxidacin): n de
oxidacin (cede e`) y acta como agente reductor
Hemireaccin de reduccin (par redox de reduccin): n deoxidacin (acepta e`) y acta como agente oxidante
+
Reaccin de oxido reduccin (simultneamente las dos
Hemireacciones)
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2Fe (s) + O2 (g) 2 FeO
0 0 +2 -2
Par redox de oxid.: Fe0/ Fe+2
Par redox de reduc: O20/O-2
Hemireaccion de oxidacin:
0
2 Fe Fe +2 + 4 e` (acta como agente reductor)
Herieaccin de reduccin:0
O2 + 4 e` 2 O-2 (acta como agente oxidante)
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Oxidantes y reductores
OXIDANTES: El la sustancia capaz de oxidar a otra,
con lo que sta se reduce. REDUCTORES: El la sustancia capaz de reducir a
otra, con lo que sta se oxida.
Ejemplo:
Zn + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag
Oxidacin: Zn (reductor) Zn2+ + 2e
Reduccin: Ag+ (oxidante) + 1e Ag
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Ajuste o balanceo de reacciones REDOX
Algunas reacciones pueden ser balanceadas por simple inspeccindesde el balanceo de masa. Sin embargo, debido a que estasreacciones involucran cambios en el estado de oxidacin de al menos
dos reactantes (especies qumicas o tomos) suele ser complicado elajuste por simple inspeccin) ya que deben balancearse cargas ymasas.
oxidacin
reduccin
Algunas sencillas como
0 0 +4 -2
O2 (g) + C (s) CO2 (g)
+3 -1 0 +3 -1 0
2FeBr3 (ac) + 3Cl2 (g) 2FeCl3 (ac) + 3Br2 (g)
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Ajuste de reacciones redox (mtodo del
ion-electrn)
Sabiendo que en las reacciones redox el aumento del n de
oxidacin de un reactante ocurre simultneamente con la
disminucin del n de oxidacin de otro reactante y, por lo tanto el
aumento en n total de oxidacin (e`que se pierden) debe ser igual
a la disminucin en el n total de oxidacin (e`que se ganan) es que
se deben balancear cargas y masas.
Siempre debe considerarse que si el cambio en el n de oxidacin
involucra iones poliatmicos se debe tomar el in completo y si se
trata de atmos presentes en compuestos moleculares se emplea
esta forma para la hemireaccin. Se plantean las dos hemireacciones, la de oxidacin (par redox de
oxidacin) y la de reduccin (par redox de reduccin) y se
balancean ambas en carga y masa para luego al sumarlas se
balancea la reaccin redox.
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Ajuste de reacciones en disolucin acuosa cida o
bsica.
Si en una disolucin aparecen iones poliatmicos con O (ej SO4 2), el ajuste
se complica pues aparecen tambin iones H+, OH y molculas de H2O.
En medio cido:
Los tomos de O que se pierdan en la reduccin van a parar al agua (los
que se ganen en la oxidacin provienen del agua).
Los tomos de H provienen del cido.
Se balancea O con agua y luego los H2 del agua con H+
En medio bsico:
Los tomos de O que se ganan en la oxidacin (o pierdan en la reduccin)
provienen de los OH, necesitndose tantas molculas de H2O como
tomos de oxgeno se ganen o pierdan.
Se balancea O con OH- y los H de este con agua
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Etapas en el ajuste o balanceo redox
Zn + AgNOZn + AgNO33 Zn(NOZn(NO33))22 + Ag+ Ag
Primera:Primera: Identificar los tomos que cambian su Estado
de oxidacin y los pares redox
Zn(0) Zn(+2); Ag (+1) Ag (0)
Segunda:Segunda: Escribir hemirreacciones con molculas o
iones que existan realmente en disolucin ajustando
el n de tomos (masas) y cargas de cada hemirecc.OxidaciOxidacinn: Zn Zn2+ + 2e
ReducciReduccinn: Ag+ + 1e Ag
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Tercera:Tercera: Ajustar el n de electrones de las dos
hemirreacciones, es decir que el n de e`que cede el que se
oxida deber ser igual al n de e`que gana el que se reduce.
La estrategia ms sencilla es multiplicar cada hemirec. Por
el n de e`de la otra.
OxidaciOxidacinn: (Zn Zn2+ + 2e) . 1
ReducciReduccinn: (Ag+ + 1e Ag) .2
Cuarta: Sumatoria de las dos hemireacciones:
OxidOxid (Zn Zn2+ + 2e)
RedRed (2 Ag+ + 2 e 2 Ag)
Zn + 2Ag+ + 2e Zn2+ + 2Ag + 2e
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Sexta:: Escribir la reaccin qumica completa utilizando loscoeficientes hallados y comprobar que toda la reaccin
quede ajustada:
Zn + 2 AgNO3 Zn(NO3)2 + 2 Ag
Quinta: Se simplifican los electrones y las especies
qumicas identicas entre reactivos t productos
Oxid (Zn Zn+2 + 2e)Red (2 Ag+ 2e 2 Ag)
Zn + 2Ag+ + 2e Zn+2 + 2Ag + 2e
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Ajuste redox en medio cido
KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
Primera:Primera: asignarasignar nn de oxidacide oxidacinn e ie identificar los paresredox segn los cambios en el n de oxidacin
+1 +7 2 +1 +6 2 +1 1 +2 +6 2 0 +1 +6 2 +1 2
KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2OMnO4/ Mn+2
I-1
/I20
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Segunda: Escribir semirreacciones con molculas oiones que existan realmente en disolucin ajustando el
masas (n de tomos) y cargas:
Oxidacin: 2 I I2 + 2e
Reduccin: MnO4 + 8 H+ + 5e Mn2+ + 4 H2O
Los 4 tomos de O del MnO4se balancean con H2O,
pero para formar sta se han necesitado adems 8 H+.
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Tercera:: Ajustar el n de electrones de toda la reaccin, el
n electrones de oxidacin debe ser igual que el de lareduccin
Ox.Ox.: 5 . (2 I I2
+ 2e)
Red.Red.: 2 . (MnO4 + 8 H+ + 5e Mn2+ + 4 H2O
Cuarta: Sumatoria de las dos hemireaciones10 I 5 I2 + 10 e-
2 MnO4
+ 16 H+
+ 10 e- 2 Mn2+
+ 8 H2O
10I + 2 MnO4- + 16 H+ + 10 e- 5I2 + 10 e- + 2 Mn
+2 + 8 H2O
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Quinta: se simplifican - y especies qumicasiguales entre ambos lados de la resccin
10I + 2 MnO4- + 16 H+ + 10 e- 5I2 + 10 e- +2 Mn+2 + 8 H2O
Sexta Cuarta: Escribir la reaccin qumicainicial y utilizando los coeficientes halladosbalancear y corroborar el ajuste
Por tanteo segn los protones (16= 10 en IH y 6 en H2SO4 ) y los SO4 en productos
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