REACCIONES DE OXIDACIÓN –REDUCCIÓN (REDOX).
Las reacciones de oxidación –reducción son aquellas en las cuales hay transferencia de electrones entre los elementos de las distintas especies químicas que constituyen a los reactivos.
Uno de los conceptos que nos permite reconocer si una reacción química implica un proceso de transferencia de electrones es el de número de oxidación.
Este es un número entero1, que se le asigna a cada elemento según ciertas reglas. Las principales reglas son:
1. El número de oxidación de un elemento en una sustancia simple siempre es cero.
2. La suma de los números de oxidación en una especie molecular o iónica coincide con la carga neta de esta.
3. El número de oxidación del hidrógeno en su combinación con elementos no metálicos es +1, en los hidruros metálicos (combinación de H y un metal) es –1.
4. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es –2, excepto en los peróxidos, superóxidos donde es –1.
5. El número de oxidación de los halógenos, cuando se encuentran formando compuestos binarios con elementos de menor electronegatividad es -1
El número de oxidación lo podemos encontrar en la tabla periódica; algunos elementos presentan más de uno.(Ej. : Fe, N, Mn, Cl, etc.)
En un proceso redox, ocurre simultáneamente un proceso de oxidación y otro de reducción. La oxidación es aquel proceso en el cual el elemento cede electrones, mientras que la reducción implica la ganancia de electrones.
Esto se puede representar rápidamente, asignando números de oxidación a los elementos que conforman cada una de las especies que participan de la reacción. Una disminución en el número de oxidación implica reconocer un proceso de reducción, mientras que un aumento en el número de oxidación supone un proceso de oxidación. A la sustancia constituida por especies químicas que contienen el elemento cuyo número de oxidación aumenta, se le denomina agente reductor, mientras que la que contiene el elemento cuyo número de oxidación disminuye se le denomina agente
1
Vuelve a leer la definición de número de oxidación y establece las diferencias con la carga eléctrica y con la valencia.
Actividad 1: Asigne número de oxidación a cada elemento en las siguientes especies químicas:
a. SO2 d. LiH g. Cl2
b. SO4
2-
e. H2S. h. O3
oxidante. Resumiendo el agente oxidante es el que causa la oxidación, y existe por tanto uno que causa la reducción: el agente reductor.
Existen dos métodos para plantear ecuaciones de reacciones redox:
•
Método del cambio del número de oxidación.
•
Método del ión –electrón.
Estudia cada uno de los métodos en la bibliografía de referencia, transcribe
las reglas de cada uno ellos.
En el primero de ellos no es posible escribir semirreacciones, pues solo se
identifican los elementos cuyo número de oxidación varía y se establece el
número de electrones que dicha variación supondría.
En cambio, en el método del ión electrón sí se parte de identificar las
especies químicas que cambian, con lo cual es posible plantear una
semirreacción de oxidación y una de reducción. El planteo de dichas
ecuaciones se hace siguiendo reglas que varían sí el medio es ácido o
básico.
Actividad 2: Dadas las siguientes ecuaciones expresiones: a. Plantee las ecuaciones de las reacciones químicas. b. Asigne números de oxidación a cada elemento. c. Establezca si hay variaciones.
d. En caso identifique el elemento que se oxida y el que se reduce. e. Indique agente oxidante y reductor.
1. H2O(l)→ O2(g) + H2(g)
2. As(s) + Cl2(g)→AsCl3(l)
Actividad 3: Reacción entre el cobre y el zinc.
Coloca en un vaso de bohemia que contiene solución de sulfato de cobre(II), una barra de cinc, previamente lijada.
Observa la imagen en donde se representa en forma esquemática, a nivel macroscópico y corpuscular, la reacción que realizaste.
a. Indique que observo.
b. Indique en el esquema el nombre de las sustancias, y de las especies químicas que reaccionan y que se producen.
c. Plantee la ecuación de disociación iónica del sulfato de cobre(II)
d. Plantee la ecuación de la reacción ocurrida. Señale los números de oxidación de cada elemento e indique cual se oxida y cual se reduce.
e. Plantea las ecuaciones para la oxidación y para la reducción. f. ¿Cuál es el agente oxidante?
g. ¿Cuál es el agente reductor?
h. Si se coloco suficiente cantidad de sulfato de cobre (II), ¿Qué sucederá con la barra de cinc colocada?
Actividad 4: Reacciones redox en compuestos orgánicos
El control de alcoholemia se realiza utilizando un espirómetro. Uno de los primeros métodos de medida, basado en un análisis colorimétrico suponía la siguiente reacción redox:
K2Cr2O7(ac) + C2H6O(ac) + H2SO4(ac)→Cr2(SO4)3(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l) +CH3COOH(ac)
a) Realiza la reacción2 y registra los cambios observados en el sistema.
2
b) Escribe una expresión que muestre las especies químicas que hay en la solución.
c) Escribe la formula semidesarrollada para el etanol y para el ácido etanoico, determina el número de oxidación para el carbono del grupo funcional.
d) Señala las especies químicas que cambian y escribe una expresión para las semirreacciones.
e) Usando las reglas, “iguala las expresiones”
f) Indica cual es el agente oxidante y el agente reductor.
g) Nombra la especie química oxidante y la que se obtiene como producto de la oxidación.
Actividad 5: Las reacciones redox y las pilas
A partir de la reacción que realizaste en la actividad 3 se puede armar un dispositivo, tal como lo pensó Daniell, para generar una corriente eléctrica.
Realiza la construcción de la pila a partir del esquema y anota, el valor del potencial para las concentraciones de las soluciones. Utiliza las soluciones de concentración 1mol/L
Vuelve armar la pila pero utilizando soluciones de concentración 0,50mol/L
a) ¿Establece para cada uno de los recintos, en cual ocurre la oxidación, y en cual la reducción? Plantea las ecuaciones de cada una de las semirreacciones.
b) ¿Qué función cumple el puente salino. Establece el sentido de la corriente interna.
c) Establece el sentido de circulación de los electrones e indica signo del ánodo y del cátodo.
d) Escribe, un diagrama que representa la pila que armaste.
e) ¿Qué sucedería con el voltaje y con la intensidad de corriente si conectas varias de estas pilas en serie?
Actividad 6: La importancia del medio y la dismutación
1) Coloca en dos tubos de ensayo 20 gotas de solución acuosa de dibromo. y 20 gotas de disan.
2) Al primero agrégale 10 gotas de NaOH al 10%. Observa. 3) Al segundo agrégale 20 gotas de KI(ac). Observa.3
4) Plantea ecuaciones que te permitan representar los cambios químicos y reacciones ocurridos.
5) Define dismutación.
3
El diyodo es soluble en solventes orgánicos, y además la coloración de esta fase es fucsia. El dibromo también se disuelve, pero su coloración es anaranjada. ¿Qué puedes identificar a partir de lo
Actividad 7: Pilas secas
.( opcional)
a) Plantea la ecuación de la reacción que ocurre en las pilas secas de Lechanche. Establece cuál es el ánodo y cuál el cátodo?
b) ¿Qué diferencias hay con las pilas alcalinas?
c) En las pilas de combustible se puede partir de dihidrógeno y dioxígeno y se obtiene agua. Plantea las ecuaciones para las semirreacciones de oxidación y de reducción.
FICHA DE RESOLUCIÓN DE EJERCICIOS Nº 2: ECUACIONES
PARA PROCESOS DE REDOX.
1) El sodio metálico reacciona con el agua produciéndose dihidrógeno e hidróxido de sodio. a. Plantee la ecuación de la reacción.
b. Asigne números de oxidación a cada elemento y determine si es un proceso redox.
c. Identifique la especie química que contiene el elemento que se oxida y la que contiene el que se reduce.
d. “Iguale la ecuación” por tanteo.
e. Si reaccionaron 1,0g de sodio con suficiente agua, ¿qué volumen de dihidrógeno se esperaría obtener a 20ºC y 1,0 atm de presión.
2) Una forma de obtener cromo metálico a partir del oxido es hacer la reducción con aluminio a altas temperaturas, según se muestra en la siguiente expresión:
Al (l) + Cr2O3(s) → Al2O3(s) + Cr(s)
a) Plantea la ecuación por el método del número de oxidación.
b) Si se necesitan obtener 1,0kg de cromo, ¿qué masa de una muestra de aluminio 95% de pureza se debería de utilizar?
c) ¿Qué cantidad de óxido de cromo (III), debería de colocar como mínimo para qué este reactivo éste en exceso?
3)Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes expresiones en medio ácido:i
a) K2Cr2O7 + HI + HClO4→ Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O
b) Sb2S3 + HNO3→ Sb2O5 + NO2 + S + H2O
c) KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O
d) K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
e) I2 + HNO3 → NO + HIO3 + H2O
f) KMnO4 + FeCl2 + HCl → MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O
4)Ajusta por el método del ion electrón las siguientes reacciones en medio básico:ii
a) MnO2 + KClO3 + KOH→ K2MnO4 + KCl + H2O;
b) Br2 + KOH → KBr + KBrO3 + H2O;
c) KMnO4 + NH3→ KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
5)Ajustar por el método del ion-electrón, la reacción de oxidación de yoduro de potasio a yodo mediante clorato de potasio en medio básico (pasando a cloruro de potasio). ¿Qué masa clorato de potasio se necesitará para obtener 250 g de yodo suponiendo que la reacción es total?iii
6) La plata es costosa, y por lo general se recupera después de usarla en operaciones industriales. Durante la recuperación de plata en una planta, hubo una explosión violenta producida por la reacción entre titanio metálico finamente dividido y nitrato de plata acuoso, donde se producen óxido de titanio (IV), plata y dinitrógeno.
a) Escriba la ecuación para la reacción.
b) ¿Qué elemento se oxida y cual se reduce?
d) El material que explotó contenía 40% en masa de titanio, y 60% en masa de nitrato de plata. ¿Cuál es el reactivo limitante?
7) Dibuje un esquema de una celda voltaica (PILA) en la que se utilice la reacción entre el zinc y una solución de nitrato de níquel (II) para formar níquel metálico y una solución de nitrato de cinc (II). Maque todas las partes de la celda y escriba las ecuaciones para cada una de las semirreacciones que se llevan a cabo en cada electrodo. Escriba el diagrama de la celda.
8) El Diagrama de una celda voltaica es:
Mg(s)/Mg2+(ac) //Sn2+(ac)/Sn(s)
a) Dibuje la celda, marque todas sus partes y escriba las ecuaciones iónicas netas paras las semirreacciones que se efectúan en cada electrodo.
b) Identifique el ánodo y cátodo.
9) ¿Se disolverá la plata metálica en una solución de ácido clorhídrico 1mol/L y a 25ºC?
10) a) Según la tabla de potenciales estándar de reducción, ¿es más probable que experimente corrosión con más facilidad el hierro que el aluminio? Explique por qué
b) Por qué las placas de aluminio no se corroen con tanta facilidad como las placas de hierro?
SOLUCIONES:
i
EJERCICIO 3.a) K2Cr2O7 + 6 HI + 8 HClO4 → 2 Cr(ClO4)3 + 2 KClO4 + 3 I2 + 7 H2O;
b) Sb2S3 + 10 HNO3 → Sb2O5 + 10 NO2 + 3 S + 5 H2O;
c) 2 KIO3 + 10 KI + 6 H2SO4 → 6 I2 + 6 K2SO4 + 6 H2O;
d) K2Cr2O7 + 14 HCl → 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 2 KCl + 7 H2O;
e) 3 I2 + 10 HNO3 → 10 NO + 6 HIO3 + 2 H2O;
f) KMnO4 + 5 FeCl2 + 8 HCl → MnCl2 + 5 FeCl3 + KCl + 4 H2O
ii
EJERCICIO 4: a) 3 MnO2 + KClO3 + 6 KOH → 3 K2MnO4 + KCl + 3 H2O;
b) 6 Br2 + 12 KOH → 10 KBr + 2 KBrO3 + 6 H2O;
c) 8 KMnO4 + 3 NH3→ 3 KNO3 + 8 MnO2 + 5 KOH + 2 H2O
iii
