Este documento trata sobre las reacciones de óxido-reducción y los estados de oxidación. Explica que estas reacciones implican la transferencia de electrones entre especies químicas y que los estados de oxidación permiten determinar qué ocurre con los electrones asignando cargas a los átomos. También presenta reglas para asignar estados de oxidación y resuelve ejemplos aplicando estas reglas.
cortes de luz abril 2024 en la provincia de tungurahua
Reacciones redox: transferencia de electrones
1.
2. Son aquellas reacciones químicas que
ocurren con transferencia de electrones
entre las especies intervinientes
3. El concepto de estados de oxidación
(llamados en ocasiones números de
oxidación) permite saber qué ocurre
con los electrones en las reacciones de
óxido-reducción asignando cargas a los
diversos átomos de un compuesto.
En ocasiones estas cargas son
aparentes.
4. 1. El estado de oxidación de un átomo en un estado puro es 0.
2. El estado de oxidación de un Ion monoatómico es igual a su
carga.
3. Al oxigeno se le asigna un estado de oxidación de -2 en la
mayoría de los compuestos covalentes. Una excepción importante
son los peróxidos (compuestos que contienen el grupo O2 con
carga -2) en los cuales se asigna a cada oxigeno un estado de
oxidación de -1.
4. En compuestos covalentes con no metales se asigna al
hidrógeno un estado de oxidación de +1.
5. En compuestos binarios, al elemento con mayor
electronegatividad se le asigna un estado de oxidación negativo
igual a la carga de su anión en compuestos iónicos.
6. En compuestos neutros, desde el punto de vista eléctrico la suma
de los estados de oxidación debe ser igual a cero.
7. Para una especie iónica, la suma de los estados de oxidación
debe ser igual a la carga total.
5. Asigne estados de oxidación a todos los átomos de las siguientes moléculas o iones.
a. CO2 b. SF6 c. NO3-
Solución:
a. En este caso se aplica la regla 3: se asigna al oxígeno un estado de oxidación de -2. Se
determina el estado de oxidación del carbono recordando que como CO2 es neutro la suma de los
estados de oxidación del oxígeno y el carbono debe ser igual a cero (regla 6). Cada oxigeno es -2
y hay dos átomos, por lo que hay que asignar al átomo de carbono un estado de oxidación de +4.
Verificación: +4 + 2x(-2) = 0
b. Como el flúor tiene mayor electronegatividad se le asigna primero el estado de oxidación. Su
carga como anión siempre es -1 por lo que se asigna este valor como estado de oxidación a cada
átomo de flúor (regla 5). A continuación se asigna al azufre un estado de oxi dación de + 6 para
balancear el total de -6 de los seis átomos de flúor (regla 7).
Verificación: +6 + 6(-l) O
c. El oxígeno tiene mayor electronegatividad que el nitrógeno por lo que se le asigna el estado de
oxidación de -2 (regla 5). Como la carga total de NO3- es -1 y la suma de los estados de
oxidación de los tres oxígenos es -6 el nitrógeno debe tener estado de oxidación de +5.
Verificación: +5 + 3(-2) = -1
Lo anterior es correcto, ya que NO3- tiene carga -1.
6. La sustancia que cede electrones, se
oxida. (aumenta su estado de
oxidación)
La sustancia que gana electrones, se
reduce. (disminuye su estado de
oxidación)
7. Las oxidaciones y reducciones ocurren
de manera concertada y simultánea
pero es conveniente para describir la
transferencia de electrones
considerarlas en mitades – llamadas
semirreacciones - una de oxidación y la
otra de reducción. Por ejemplo la
oxidación del ion ferroso por
el ion cúprico
8. Fe2+ + Cu2+ → Fe3+ + Cu+
Puede ser descrita en términos de dos
mitades o semirreacciones:
SEMIRREACCIÓN DE OXIDACIÓN
Fe2+ → Fe3+ + e-
SEMIRREACCIÓN DE REDUCCIÓN
Cu2+ + e- → Cu+
9. 1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener
en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se
disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).
Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:
I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H 2O (Molecular)
Se pasa a forma iónica;
I2 + H+NO3- → H+lO3- + NO + H2O (Iónica)
2.- Se escribe por separado cada una de las semirreacciones parciales del agente
oxidante y el agente reductor.
I2 → lO3-
NO3- → NO
3.- Se balancea por tanteo los átomos distintos de H y O :
I2 → 2lO3-
NO3- → NO
10. 4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O en el lugar donde
haya menor número de átomos de oxígeno:
I2 + 6H2O → 2lO3-
NO3- → NO + 2 H2O
5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.
I2 + 6H2O → 2lO3- + 12H+
NO3- + 4H+ → NO + 2H2O
6.- Contar la carga total en ambos lados de cada semirreacción y agregar e- en el
miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)
o o -2 +12 = +10 – 10 = 0
I2 + 6H2O → 2lO3- + 12H+ + 10 e- (oxidación)
-1 +4 = +3 – 3 = 0 o o
NO3- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O (reducción)
11. 7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el
agente oxidante, multiplicando las semirreqacciones por los número mínimos
necesario para esto.
3 x (I2 + 6H2O → 2lO3- + 12H+ + 1Oe-)
10 x (NO3- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O)
Ahora queda:
3 I2 + 18 H2O → 6 IO3- + 36H+ + 30 e-
10NO3- + 40 H+ + 30 e - → 10 NO + 20 H2O
8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o
H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente
balanceada.
3 I2 + 18 H2O → 6 IO3- + 36H+ + 30 e
10 NO3- + 40 H+ + 30 e- → 10 NO + 20 H2O
Al sumar ambas queda:
3I2 + 10NO3- + 4H+ → 6IO3- + 10NO + 2H2O
12. Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación de
otra especie.
Ejemplo: NO3- + 2H+ + e- → NO2 + H 2O (Reducción)
N+5 + e- → N+4 (Reducción)
Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción de
otra especie.
Ejemplo: C + 2H2O → C2O + 4H+ + 4e- (Oxidación)
C → C+4 + 4e- (Oxidación)