GRUPO 2O I --- REACCIONES REDOX

REACCIONES OXIDACION-REDUCCIÓN

Todas las procesos electroquímicos implican la transferencia de electrones, y son por lo tanto reacciones de óxido-reducción o reacciones redox.
Oxidación: Se pierden e-. Aumenta el Número de Oxidación
Reducción: Se ganan e-. Disminuye el Número de Oxidación

Reacciones de oxido-reducción (Re-Dox).
Son de suma importancia, ya que muchos de los procesos industriales tienen su base en reacciones de este tipo. Por ejemplo los procesos de cromado, plateado, cobrizazo, así como la producción de electricidad, también los orgánicos como el metabolismo, cualquier combustión, etc.

Son reacciones en las cuales ocurren cambios en el número de oxidación de uno o dos sustancias.
En toda REDOX hay dos semireacciones:
. Semireacción Oxidación
. Semireacción Reducción
Las dos semireacciones son simultaneas; no puede haber una sin la otra

Conceptos REDOX
OXIDACION: Reacción mediante la cual un átomo pierde electrones. ( Aumento de EDO.)
REDUCCION: Reacción mediante la cual un átomo gana electrones (disminución del EDO).
---------= OXIDACION
-----------------4--3--2--1--0--+1--+2--+3--+4-------------------
REDUCCION =------------

Las reacciones Red-Ox, son aquellas en las que hay una transferencia de electrones de un elemento a otro, manifestándose en un cambio en los números de oxidación de dichos elementos.

Ejemplo: Zn0 + H+1Cl-1 → Zn+2Cl-1 + H2

Las reacciones Re-Dox, involucran básicamente dos fenómenos:

· Una oxidación
· Una reducción

Para detectar que se ha efectuado una reacción Re-Dox es necesario identificar los cambios electrónicos ocurridos en la reacción. Y para indicar dichos cambios se utiliza el Número de oxidación.

Número de oxidación.
Se define como la carga aparente de un átomo cuando se asigna un cierto número de electrones.

El número ó estado de oxidación es un concepto útil para conocer si un elemento está sufriendo una oxidación o una reducción...

El número de oxidación representa el número de electrones que ha ganado ó perdido un átomo.


REGLAS PARA ASIGNAR NUMEROS DE OXIDACIÓN
LOS ATOMOS EXPERIMENTAN CAMBIOS EN EL NÚMERO DE OXIDACIÓN.


NÚMERO DE OXIDACIÓN: número de electrones que GANA o PIERDE un elemento al formar un compuesto

1.- En los elementos libres (en estado no combinado) el n° de oxidación es CERO. Ej: N2, Cl2,O2,H2, K, etc.

2.-Para iones monoatómicos, el n° de oxidación es igual a la carga del ión. Ej: Li+ tiene n° de oxidación +1, el I- tiene n° de oxidación -1
El n° de oxidac. del oxígeno en la mayoría de los compuestos es -2, excepto los peróxidos (-1), superóxidos (-1/2) y fluoruro de oxígeno (+2).

3.-El n° de oxidac. del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos donde tiene -1.

4.- El flúor tiene n° de oxidac. -1 en todos sus compuestos. El resto de los halógenos tiene n° de oxidac. -1 en los halogenuros. Cuando se combinan con oxígeno puede ser +1, +3, +5, +7.

5.-El azufre y selenio tienen n° de oxidac. -2 en los compuestos binarios con metales e hidrógeno, ej: NaS, H2S, H2Se, etc. Cuando se combinan con el oxígeno por ej, pueden tener +2, +4 (SO2 , SeO2, etc) o +6 (SO3 , SeO3, etc).

6.- En un ión poliatómico, la suma algebraica de los n° de oxidac. de todos sus elementos debe ser igual a la carga del ión. Ej: en NH4+ el n° de oxidac. del N2 -3 y del hidrógeno es +1. La suma es: -3 +4(+1)= +1 (carga neta del ión)

7.-En una molécula neutra la suma algebraica de todos los n° de oxidac. de todos los átomos deber ser cero.
Ej: en el H2SO4 el azufre tiene +6, el oxígeno tiene -2 y el hidrógeno +1 [2(+1)+6+4(-2)=0]

6.- El número de oxidación de los elementos del IA, es +1.
9.- El número de oxidación de los elementos del grupo IIA, es +2.

10.-Los metales de transición presentan varios n° de oxidac. Todos positivos , ej: el manganeso tiene n° de oxidación +2, +3, +4, +6 y +7


REACCIONES RE-DOX
Las reacciones Red-Ox, son aquellas en las que se observan cambios en los números de oxidación de los elementos, al pasar de reactantes a productos. Basado en esto identifica cuál de las siguientes ecuaciones es Re-Dox.

a) MgSO4 + Ca(OH)2 → Mg(OH)2 + CaSO4

b) FeBr2 + Br2 → FeBr3

c) HNO3 + H3PO3 → H3PO4 + NO + H2O

d) Na2S + AgNO3 → Ag2S + NaNO3

e) HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Oxidación: Se define como la pérdida de electrones de un elemento, que se manifiesta como un aumento en el número de oxidación del mismo.
Ejemplo:

Zn0 + H+1Cl-1 → Zn+2Cl2 + H2 Donde el Zinc pierde dos electrones al pasar su estado de oxidación de 0 a +2.

Reducción: Se define como la ganancia de electrones de un elemento, que se manifiesta como una disminución en el número de oxidación del mismo.
Ejemplo:

Zn+2Cl2 + H2 → Zn0 + HCl Donde el Zinc gana dos electrones al pasar su estado de oxidación de +2 a 0.

Nota: La oxidación y la reducción van de la mano, no se puede tener una sin la otra, por lo tanto los electrones que un elemento pierde el otro los gana, así, cuando un elemento se oxida (pierde electrones), origina la reducción de otro al donarle electrones, por lo que se convierte el agente reductor, y el que se reduce (gana electrones), origina que otro elemento se oxide al quitarle sus electrones, y así, se convierte en un agente oxidante.

Agente oxidante: Es el elemento que gana electrones y por lo tanto provoca que otro los pierda.
Es el elemento que se reduce y provoca que otro se oxide.

Agente reductor: Es el elemento que pierde electrones y por lo tanto provoca que otro los gane.
Es el elemento que se oxida y provoca que otro se reduzca.
Ejemplo:

Ag + HCl → AgCl + H2
│___________│
│ │

Ag0 -1e → Ag+1 oxidación (agente reductor)
H+1 +1 → H0 reducción (agente oxidante)
Ejercicios:

De las siguientes reacciones: Determinar el agente reductor y el agente oxidante de cada reacción.

HNO3 + H2SO4 + Hg → HgSO4 + NO + H2O

FeCl3 + H2S → FeCl2 + HCl + S

HNO3 + HCl → HClO + NO + H2O

Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NO2 + H2O

I2 + HClO4 + H2O → HIO3 + HCl

MnO2 HCl → MnCl2 + Cl2 H2O


BALANCEO DE ECUACIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN POR EL MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN

Las ecuaciones químicas se pueden balancear por el método del Número de Oxidación; Ion Electrón o por el Algebraico.

El método del número de oxidación, se basa en los cambios en el número de oxidación de los elementos que intervienen en la reacción.

Reglas para balancear por el método del número de oxidación.

1.- Se determinan las valencias o estados de oxidación de todos los elementos que intervienen en la reacción. También se determina el elemento que se oxida y el que se reduce. El agente oxidante y el agente reductor.

2.- Con aquellos elementos que cambiaron su valencia, se forman semireacciones.

3.- Si uno de los elementos que cambio de valencia tiene un subíndice en la primera parte de la reacción. Este se multiplica por la semireacción correspondiente.

4.- Se iguala la perdida y ganancia de los electrones. Multiplicando el número de los electrones perdidos por la semireacción de los electrones ganados y el número de los electrones ganados por la semireacción de los electrones perdidos.

5.- Se realiza una suma algebraica de arriba hacia abajo y de izquierda a derecha.

6.- El resultado de la suma algebraica se reporta en la reacción original.

7.- Si al reportar el resultado de la suma algebraica, resultan fracciones. Todos los coeficientes de la reacción se multiplican por dos para eliminar esas fracciones.

8.- Los elementos que no cambiaron de valencia, se balancean al tanteo.