Los átomos que disminuyen su número de oxidación (ganan electrones) “ se reducen ”. + 2e

e-

e-

e-

Reacciones en las que cambian los números de oxidación

de los átomos (se transfieren electrones).

AgNO

+ HCl → AgCl + HNO

Zn + 2HCl → ZnCl

+ H

NO es redox

Zn + 2HCl → ZnCl

+ H

Los átomos que aumentan su número de oxidación

(pierden electrones) “

se oxidan

”.

Zn → Zn

2H

_{→ H}

Los átomos que disminuyen su número de oxidación

(ganan electrones) “se reducen”.

0

+

2e

0 +1

Zn → Zn

₊

_2e

2H

_{+ 2e}

_{→ H}

2

Hemirreacción OXIDACIÓN

Hemirreacción REDUCCIÓN

Zn + 2H

_{+ 2e}

_{→ Zn}

_{+ H}

2

+

2e

-Un proceso de reducción implica simultáneamente un proceso equivalente de oxidación. El número de electrones ganados por un átomo, debe ser igual al número de electrones cedidos por otro

átomo en el mismo proceso total.

Zn → Zn

₊

_2e

-2

(Ag

_{+ e}

_{→ Ag)}

Zn + 2Ag

_{+ 2e}

_{→ Zn}

_{+ 2Ag}

₊

_2e

-OXIDACIÓN

REDUCCIÓN

- Oxidante, o agente oxidante: sustancia que hace que se oxiden otras

sustancias sustrayéndoles electrones. El agente oxidante se reduce, ya

que contiene al elemento cuyo número de oxidación disminuye.

- Reductor, o agente reductor: sustancia que hace que otras sustancias

se reduzcan proveyéndoles electrones. El agente reductor se oxida, ya

que contiene al elemento cuyo número de oxidación aumenta.

Zn + 2H

_{→ Zn}

_{+ H}

2

Zn

H

Especie Reducida

Especie Oxidada Zn Zn2+

Problema 1: Indicá si las siguientes reacciones son de oxido reducción. En caso afirmativo decí quién es el agente oxidante y el agente reductor.

a) Cobre_(s) + ácido nítrico  Dióxido de nitrógeno_(g) + nitrato de cobre(II) + agua

b) Ácido sulfhídrico + hidróxido de cromo(III)  sulfuro de cromo(III)_(s) + agua

Problema 2 (problema 6 complementario de la guía de TP):

Sabiendo que el Sn no es oxidado por el NiCl₂ mientras que el Sn es oxidado

por el HCl, tratá de completar (si es que ocurren) los siguientes procesos:

Problema 3: Sabiendo que el ión Co2+ _{oxida al Li y al Al pero no al Au y que} Al3+ _{oxida al Li:}

a) Ordená las especies según su poder reductor creciente.

b) Indicá si las siguientes reacciones pueden ocurrir. En caso afirmativo escribí la ecuación química:

1) Co + Al(NO₃)₃ 2) Li + Au(NO₃)₃ 3) Al + LiNO₃ 4) Co + Au(NO₃)₃

Método del ión-electrón:

Método práctico para balancear ecuaciones redox.

Ejemplo 1: KMnO₄ + HCl → MnCl₂ +Cl₂ + KCl + H₂O

1 Establecer cuales son los reactivos y productos, escribirlos en forma

iónica (salvo compuestos gaseosos, insolubles y no ionizados que se escriben en forma molecular). Identificar cuál es el elemento que se reduce y cuál el que se oxida, así como el medio (ácido o básico) en el que ocurre la reacción.

El elemento que se reduce es el Mn: +7→+2

El elemento que se oxida es el Cl: -1→0

MnO₄- _{→ Mn}2+

2 Balancear cada hemirreacción en masa respecto al elemento que se oxida y se reduce (verificar que haya el mismo número de átomos del elemento a ambos lados de la flecha).

MnO₄- _{→ Mn}2+

Cl- _{→ Cl} 2

3 Indicar los electrones perdidos o ganados en cada hemirreacción.

MnO₄- _{→ Mn}2+

2Cl- _{→ Cl} 2

2

+7 +2

+ 5e

-+ 2e-

4 Equilibrar las cargas en cada hemirreacción Medio ácido: H+

Medio básico: OH-

MnO₄- _{+ 5e}- _{→ Mn}2+

2Cl- _{→ Cl}

2 + 2e-

-1 -5 = -6 +2

-2 -2

MnO₄- _{+ 5e}- _{+ 8H}+ _{→ Mn}2+

2Cl- _{→ Cl}

2 + 2e-

5 Balancear respecto de los otros elementos (puede faltar en uno de los

lados de una o ambas hemirreacciones un número entero de moléculas de H₂O).

MnO₄- _{+ 5e}- _{+ 8H}+ _{→ Mn}2+

2Cl- _{→ Cl}

2 + 2e-

+ 4H₂O

Verificar que las hemirreacciones hayan quedado balanceadas en

tal que el número de electrones perdidos en la oxidación sea igual al número de electrones ganados en la reducción.

Sumar las hemirreacciones y simplificar los coeficientes (cuando corresponda) para obtener la ecuación iónica total.

7

2( )

5( )

2MnO₄- _{+ 16H}+ _{+ 10Cl}- _{→ 2Mn}2+ _{+ 8H}

2O + 5Cl2

De ser requerido, trasladar los coeficientes resultantes de cada compuesto o ión a la ecuación molecular.

KMnO₄ + HCl → MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O MnO₄- _{+ 5e}- _{+ 8H}+ _{→ Mn}2+ _{+ 4H}

2O

2Cl- _{→ Cl}

2 + 2e

-2 16 2 5 2 8

Problema 4: Balanceá utilizando el método del ión electrón

Problema 1: Balanceá las siguientes reacciones empleando el método del ion-electrón:

a) Hidróxido de cromo (III)(s) + hipoclorito de sodio → cromato de sodio + cloro + hidróxido de sodio + agua.

b) Dicromato de potasio + sulfito de sodio + ácido sulfúrico → sulfato de cromo (III) + sulfato de potasio + sulfato de sodio + agua.

Problema 2: Sabiendo que A2+ _{oxida a B y a C pero no a D y que C}2+ _{oxida a B:}

a) Ordená en forma creciente la tendencia a oxidarse de las especies A, B, C y D.

b) Indicá si las siguientes reacciones pueden ocurrir, justificando la respuesta:

1) B + D2+

2) B + C2+

3) D + C2+

4) A + B2+

En las reacciones redox se define el peso equivalente redox de una sustancia como el peso de la misma que gana o pierde (según se trate de una reducción o una oxidación), un mol de electrones.

PESO EQUIVALENTE REDOX.

Un peso equivalente redox del agente reductor reacciona con un peso equivalente redox del agente oxidante.

Peq_AO =

n° e- _ganados

PM_AO

Peq_AR =

n° e- _perdidos PM_AR

Agente oxidante

2(MnO₄- _{+ 5e}- _{+ 8H}+ _{→ Mn}2+ _{+ 4H} 2O)

5(2Cl- _{→ Cl}

2 + 2e-)

2MnO₄- _{+ 16H}+ _{+ 10Cl}- _{→ 2Mn}2+ _{+ 8H}

2O + 5Cl2

Agente oxidante: KMnO₄

Peq_KMnO4 =

5

PM_KMnO4

5 eq/mol 158 g/mol

=

= 31,6 g/eq

1 mol KMnO₄ = 5 eq KMnO₄

Agente reductor: HCl

Peq_HCl =

1 PM_HCl

1 eq/mol 36,5 g/mol

=

= 36,5 g/eq

Problema 5: Calculá el peso equivalente del KMnO₄

a) Como agente oxidante en medio ácido. b) Como agente oxidante en medio alcalino.

Problema 6: Se pesa 0,900g de una muestra que contiene Zn y se hace reaccionar con exceso de KMnO₄ en medio alcalino (KOH), obteniéndose 0,550 g de MnO₂, con un rendimiento de 80,0%.

a) Escribí la ecuación iónica balanceada por el método del ión-electrón.

b) Calculá la pureza de la muestra de Zn.

Tarea para la casa:

Problema 2: Se pesan 2,055g de una muestra impura que contiene Cu y se hacen reaccionar con exceso de K₂Cr₂O₇ en medio ácido (H₂SO₄), obteniéndose 0,707 g de Cr+3_{, con un rendimiento de 84,0%.}

a) Escribí la ecuación iónica balanceada por el método del ion-electrón y la ecuación molecular.

b) Calcular la pureza de la muestra de Cu.

c) Calcular el volumen mínimo de solución de K₂Cr₂O₇ 0,509 N necesario para que reaccione todo el Cu.

Problema 1: Calculá la masa de permanganato de potasio necesaria para preparar 500 mL de una solución 0,250 N para ser utilizada:

a) Como sal.