REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES (Reacciones Redox)

Oxidación

-REACCIONES REDOX

REDUCCIÓN

Disminución en la

proporción de

átomos de oxígeno

en un compuesto.

CO

+ H



CO + H

O

OXIDACIÓN

Incremento en la

proporción de



OXIDACIÓN:

Pérdida de electrones

(o aumento en el número de oxidación)

Cu

Cu

_{+ 2e}



REDUCCIÓN:

Ganancia de electrones

(o disminución en el número de oxidación)

Ag

_{+ 1e}

_Ag



Siempre que se produce una oxidación

debe

producirse simultáneamente una reducción.



Cada una de estas reacciones se denomina

hemirreacción.

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE

ELECTRONES

Estado de oxidación (E.O.)

(o número de oxidación)



“Es la carga que tendría un átomo si todos

sus enlaces fueran iónicos”.



En el caso de enlaces covalentes polares

habría que suponer que la pareja de

electrones compartidos están totalmente

desplazados

hacia

el

elemento

más

electronegativo.



El E.O. no tiene porqué ser la carga real que

Asignación de estados de oxidación



Un elemento no combinado con otros

(en estado neutro) tienen E.O. = 0.



La suma de los E.O. de todos los

Asignación de estados de oxidación



El

oxígeno

(O) en óxidos, ácidos y sales

oxácidas tiene E.O. =

–2

. Puede formar

peróxidos

(O

_),

_superóxidos

_(O

2-

)

y

ozónidos (O

_).



El

hidrógeno

(H) tiene E.O. =

+1

(excepto

en los en los hidruros metálicos que es –1)



Los

metales

formando parte de moléculas



El

azufre

(S) tiene E.O. = +2, +4 y +6

Ejemplos

2-Cu +AgNO

₃

 Introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO₃

 Espontáneamente el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+ _{y la}

Ag+ _{de la misma se reducirá}

pasando a ser plata metálica:

Cu Cu2+ _{+ 2e}–

(oxidación)

Ag+ _{+ 1e}– _Ag

Zn + Pb(NO

₃

)

₂

 Introducimos una lámina de cinc en una disolución de Pb(NO₃)₂.

 La lámina de Zn se recubre de una capa de plomo:

Zn Zn2+ _{+ 2e}–

(oxidación)

Pb2+ _{+ 2e}– _Pb

Ejemplo

Comprobar que la reacción de formación de

hierro

Fe

O

+ 3 CO

2 Fe + 3 CO

es una reacción redox.

Agentes oxidantes y reductores



Agente oxidante

Sustancia capaz de oxidar a otra. Se reduce.



Agente reductor

Sustancia capaz de reducir a otra. Se oxida.

Ejemplo

Zn + 2 Ag

_Zn

_{+ 2 Ag}

Oxidación:

Zn (reductor)

Zn

_{+ 2e}

Ejemplos

Formule, complete y ajuste las siguientes

reacciones, justificando de que tipo son:

a)

Cloruro de hidrógeno más amoniaco.

b)

Carbonato cálcico más calor.

c)

Cloro más sodio.

Ajuste de reacciones redox

Método del ion-electrón



Conservación de la masa



Conservación de la carga

Hay que escribir las dos hemirreacciones

que tienen lugar, ajustar las masas y

después igualar el nº de e

_{de ambas,}

Etapas en el ajuste redox

Zn + AgNO₃ Zn(NO₃)₂ + Ag

1. Identificar los átomos que cambian su E.O.

2. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos.

3. Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos hemirreacciones, éstos desaparezcan.

4. Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox

Ajuste de reacciones en disolución acuosa

ácida o básica.

Si hay iones poliatómicos con O, el ajuste se complica pues aparecen también H+_{, OH}– _{y H}

2O.

En medio ácido:

Los átomos de O que se pierdan en la reducción forman agua (los que se ganen en la oxidación provienen del agua). Los átomos de H provienen del ácido.

En medio básico:

Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en la reducción) provienen de los OH–_,

necesitándose tantas moléculas de H₂O como

Ejemplo

Ajuste redox en medio ácido

KMnO₄ + H₂SO₄ + KI MnSO₄ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O

1. Identificar los átomos que cambian su E.O.

2. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que existan realmente. Completar con H+ _{y/o H}

2O.

2. Ajustar el nº de electrones para que desaparezcan.

3. Escribir la reacción química completa.

Ejemplo

Ajuste redox en medio básico

Cr₂(SO₄)₃ + KClO₃ + KOH K₂CrO₄ + KCl + K₂SO₄ + H₂O

1. Identificar los átomos que cambian su E.O.

2. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que existan realmente. Completar con HO- _{y/o H}

2O.

3. Ajustar el nº de electrones para que desaparezcan.

4. Escribir la reacción química completa.

Ejercicio

Ajuste la siguiente reacción escribiendo las hemirreacciones de oxido-reducción que se producen y calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1 M que sería necesario utilizar para

obtener 10 gramos de cloro. .

Valoración o titulación redox

 Es similar a la valoración ácido base.

 Hay que determinar el número de moles de especie oxidante y reductora que reaccionan entre sí.

 El nº de moles de e que pierde el oxidante es igual a los que gana el reductor.

 Si “

a

b

a

reductor reaccionan con “

b

 Se necesita conocer qué especies químicas son los productos y no sólo los reactivos.

-

-( nº e perd) (nº e gan)

×[

]×

=

×[

]×

ox red

Ejemplo

Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO₄ acidulada con H₂SO₄ con 30 ml de KMnO₄ 0,25 M.¿Cuál será la

concentración del FeSO₄ si el MnO₄– _{pasa a Mn}2+_?

1. Identificar los átomos que cambian su E.O.

2. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que existan

realmente. Completar con H+ _{y/o H}

2O.

2. Ajustar el nº de electrones para que desaparezcan.

3. Escribir la reacción química completa.

4. Comprobar que la reacción quede equilibrada.

5. Calcular los moles de MnO₄-_.

6. Calcular los moles de Fe2+ _{(según estequiometría)}

Equivalente Químico

para reacciones Redox

Peso Equivalente (Peq) de un elemento es la masa del elemento capaz de combinarse con 8 g de oxígeno o con 1g de hidrógeno o con un equivalente de otro elemento.

Peq _REDOX = PM / n° de electrones participantes

EQ (oxidante) = EQ (reductor)

Ejemplo

Calcular los pesos equivalentes del oxidante y del reductor de la reacción de FeSO₄ acidulada con H₂SO₄ con KMnO₄.

1. Identificar los átomos que cambian su E.O.

2. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que existan

realmente. Completar con H+ _{y/o H}

2O.

Ejemplo

Se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico y se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. (a) Ajuste y complete la reacción. (b) Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor. (c) Calcule el volumen de Cl₂, medido en CNTP, a obtener a partir de 100 g de KMnO₄ con exceso de HCl.

1. Identificar los átomos que cambian su E.O.

2. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que existan realmente. Completar con H+ _{y/o H}

2O.

2. Ajustar el nº de electrones para que desaparezcan.

3. Escribir la reacción química completa. OJO con el HCl

4. Comprobar que la reacción quede equilibrada.

5. Calcular el Peq_REDOX=PM/n° de electrones participantes.

Tendencia a oxidarse o reducirse

Descripción cualitativa del poder reductor u oxidante

X

/

X

Y

/

Y

Z

/

Z

MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE

MAYOR TENDENCIA A REDUCIRSE MAYOR PODER REDUCTOR

Ejemplo

En el laboratorio se realizaron los siguientes reacciones:

A2+ _{+ B}+ _{ B + A}3+

A2+ _{+ C}2+ _{ no reacciona}

A + C2+ _{ C + A}2+

Predecir que ocurrirá con las siguientes mezclas:

A3+ _{+ A }

B + C2+ _

A + C 

A3+ _{+ C }

1. Elegir el orden para la respuesta.

2. Identificar las especies presentes A, A2+_{, A}3+_{, B, B}+_{, C, C}2+

3. Identificar la relaciones entre las especies

A  A2+

A2+ _{ A}3+

B  B+

C  C2+

MAYOR PODER REDUCTOR

4. Empezar con las reacciones conocidas.

A2+ _{+ B}+ _{ B + A}3+

A2+ _{puede reducir a B}+ _{B < A}2+

A2+ _{+ C}2+ _{ no reacciona}

A2+ _{NO puede reducir a C}2+ _A2+ _{< C}

A + C2+ _{ C + A}2+

A puede reducir a C2+ _{C < A}

B < A2+ _{< C < A}

MAYOR PODER REDUCTOR MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE

5. Analizar cada reacción usando el orden anterior

A3+ _{+ A  2 A}2+

B + C2+ _{ NO REACCIONA}

A + C  NO REACCIONA

A3+ _{+ C  A}2+ + _C2+

B+ _{+ A}3+ _{ NO REACCIONA}

B < A2+ _{< C < A}

MAYOR PODER REDUCTOR MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE