Reacciones de Oxido-Reduccion
Reacciones de Oxido-Reduccion
Reacciones de Oxido-Reduccion
GUÍA DE
REACCIONES DE ÓXIDO - REDUCCIÓN
CONCEPTOS BÁSICOS
1.1.- OXIDACIÓN:
El primer concepto de oxido - reducción estaba en principio relacionado con la
ganancia o pérdida de oxígeno. Así se definió oxidación como la ganancia de oxígeno y la
reducción se definió como la pérdida de oxígeno. Ejemplos de oxidación.
a.- Cuando al carbono arde en el aire, se forman los gases monóxido y dióxido de carbono:
b.- Cuando el hierro es calentado al rojo arde en el oxígeno, formándose Óxido de hierro (III).
1.2.- REDUCCIÓN:
El proceso contrario a la oxidación se llama reducción.
El Fe2O3 al pasar a hierro metálico ha perdido oxígeno y por esto se ha reducido y el CO (g) se ha
oxidado a CO2 (g) . Así entonces, ha ocurrido un proceso de óxido - reducción
Una transferencia análoga de electrones tiene lugar cuando el hierro reacciona con el flúor.
Ejemplo II
2 Fe(s) 2 Fe+3 + 6 e– oxidación
3 F2 (g) + 6 e– 6 F– reducción
1.4.-PROCESOS SIMULTÁNEOS
Los procesos de oxido reducción son simultáneos, es decir,
cuando una especie química cede electrones tendrá que haber otra que sea capaz de aceptarlos, en
caso contrario la reacción no será de oxido – reducción. Siendo esta una de las principales
características de las reacciones redox
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1.5.-AGENTES OXIDANTES Y REDUCTORES:
Un átomo, molécula o ión que capta
electrones se denomina agente oxidante y se reduce y aquel que los libera electrones se denomina
agente reductor y se oxida; por ejemplo, en la última reacción descrita, ejemplo II, anterior, el
hierro es el agente reductor y el flúor, el oxidante. Puede observarse que cada reacción redox
implica un agente oxidante y otro reductor.
Fe(s) Fe3+ + e– oxidación
Fe Fe3+ + 3e–
RESUMEN
REGLAS
a) Los elementos sin combinar (libres) tienen un estado de oxidación Igual a cero. Así el
oxígeno en la molécula O2; el cloro en Cl2; el Magnesio en Mg, etc., tienen estado de
oxidación cero.
b) El hidrógeno en todos sus compuestos presenta estado de oxidación 1+, excepto en los
hidruros, ejemplo NaH o hidruro de sodio, en donde presenta estado de oxidación – 1.
c) El oxigeno presenta en la mayoría de sus compuestos, estado de Oxidación – 2, excepto en
el agua oxigenada, H2O2 y otros peróxidos, donde presenta estado – 1.
d) El estado de oxidación de ión simple es igual a su carga. Así para K+ su estado de oxidación
es 1+ y para S = es 2–
e) suma de los estados de oxidación de todos los átomos que forman un compuesto
eléctricamente neutro, es cero. Es el caso de NH3, CO2 y CH4. Así en el NH3 se tiene que:
1 · E.D.O del N + 3 · E.D.O del H = 0
f) La suma de los estados de oxidación de todos los átomos que constituyen un ión complejo,
es igual a la carga eléctrica que esta presente. Así en el anión sulfato, SO4=, la suma de los
estados de oxidación es -2, en el anión fosfato, PO4=, es -3 y en el catión amonio, NH4+, es
+1.Ejemplo.
1 · E.D.O del S + 4 · E.D.O del O = 2–
2
e) Al en AlO2– x + 2 (– 2) = – 1 f) N en NH4+ x + 4 (+1) = +1
x = 3+ x = 3–
b.- En la reacción:
Zn(S) + 2 HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)
2 e + 2 H+ H2 Reducción
c.- En la reacción
2 MnO4- + 12 H+ + 10 Cl- 2 MnO + 5 Cl2 + 6 H2O
El Cloro varió su estado de oxidación de -1 a 0 y el Manganeso varió de +7 a +2. Por lo tanto el Cl-1
es el agente reductor (se oxidó y redujo al Manganeso) y el Manganeso +7 es el agente oxidante (se
redujo y oxidó al Cloro). Esto se puede representar por medio de las semirreacciones:
2 Cl- Cl2 + 2 e-
- +7
5 e + Mn Mn+2
Pero hay otras, en que los coeficientes que se debe agregar no son tan evidentes; para ello
utilizaremos el método ión electrón, tanto en medio ácido como en medio básico.
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Equilibremos la siguiente ecuación química molecular:
Reductor 1 oxidante 1
Cu0 Cu2+ + 2 e– oxidación
Oxidante 2 reductor 2
NO3 – + e– NO2 reducción
4°.- Igualar el N° de electrones cedido por el reductor y captado por el oxidante. Para ello se
amplifican las semirreacciones con números enteros (*). Quedando la reducción.
Cu Cu2+ + 2 e-
1°.- Balance de masa (el nº de moles de cada elemento en los reactantes y productos debe ser igual).
2°.- Balance de carga: Suma de las cargas en los reactantes debe ser igual a la suma de las cargas en
los productos. Así en la ecuación iónica se tiene:
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4) N2SO4 + HI H2S + I2 + H2O
EJERCICIO DE MUESTRA
Aquí se observa que el ión potasio no participa en la reacción y por tanto no debe tomarse en
cuenta, sólo nos interesan las especies químicas que cambian su estado de oxidación. (E.D.O)
6 H2O 9 OH–
iii.- Se procede a multiplicar la primera por 8 y la segunda por 3 para equilibrar el número de
electrones cedidos y captados lo que además permite igualar el número de átomos en ambos
miembros de la ecuación. Obteniendo el siguiente resultado:
01.- Cl2 (g) -------Æ Cl– + ClO3– (reacción de dismutación, el Cl se oxida y se reduce a la vez)
02.- SO3– + MnO4– --------Æ MnO2– + SO42–
2.3.- ELECTROQUÍMICA
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e- V
Electrodo
Electrodo
Electrolito Electrolito
FUNCIONAMIENTO.
Al conectar los electrodos de Cu y Zn con el hilo conductor, se inicia el
funcionamiento de la pila. En el ánodo se produce la oxidación del Zn.
Los electrones cedidos por el Zn viajan a través del conductor hasta el cátodo de cobre, donde el ión
Cu2+ se reduce a cobre metálico.
Cu2+ + 2 e– -------Æ Cu (s)
Para mantener la solución eléctricamente neutra los iones negativos Cl– ; SO42– deben migrar al
ánodo y los iones positivos K+ y Zn2+ al cátodo.
A medida que transcurre la reacción el electrodo de Zn va
desgastándose y al mismo tiempo va desapareciendo el sulfato de cobre al depositarse el cobre
metálico sobre el cátodo. Así la pila continuará funcionando hasta que se agote el electrodo de Zn y
se consuman todos los iones cobre, Cu2+, del sulfato de cobre.
La diferencia de potencial en una pila
se denomina fuerza electromotriz (f. e .m) de una pila, esta varía con la temperatura, la
concentración y la presión. Para la pila de Daniell se considera una temperatura de 298 K ; presión
de 1 atmósfera y las concentraciones son de 1 Molar (1 M), el valor de la f .e .m en este caso se
denomina f. e .m normal y cuyo valor es de 1.1 V.
Para representar esta pila debe anotarse los participantes de la pila utilizando un diagrama de pila
de la siguiente forma;
Otras veces se omiten las especies moleculares y sólo se anotan las especies iónicas, tal como:
2.4.- ELECTRÓLISIS
La electrólisis transforma la energía eléctrica en energía química. Es, por
tanto, el proceso inverso al que tiene lugar en una celda galvánica. En la electrólisis, una diferencia
de potencial eléctrico producida por una fuente externa consigue producir una reacción de oxido –
reducción no espontánea.
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La electrólisis tiene lugar en las cubas electrolíticas. Una cuba electrolítica
es un recipiente que contiene un electrolito en el que se sumergen dos electrodos; ánodo y cátodo.
Estos electrodos se conectan a una fuente de corriente continua (una batería) al ánodo al polo
positivo y el cátodo al lado negativo
Batería
Ánodo (+) e– Cátodo (–)
Cuba Electrolítica
ELECTRÓLISIS EN SOLUCIÓN.
Si se disuelve sulfato cúprico en agua se obtiene una solución
celeste en la que se encuentra, el catión cúprico y el anión sulfato más los iones propios de la
disociación del agua y entonces habrá una competencia de estos por oxidarse y reducirse.¿Cuáles
serán los procesos que ocurrirán?. La respuesta a esta pregunta se tendrá con el conocimiento de los
potenciales de reducción o de oxidación, como se verá más adelante.
2 H2O + 2 e– H2 + 2 OH–
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Al amplificar por dos esta última expresión y luego sumarla
con la anterior, de modo de cancelar los electrones cedidos y los aceptados, obtendremos la
reacción total.
Es lógico esperar que en la solución se neutralice los iones presentes y la ecuación neta sea:
Cu+2(ac) + 2 e– Cu
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Por otra parte, una lámina de cobre introducida en una disolución de una sal de cinc, no da lugar a
que se deposite el cinc metálico.
Un aspecto muy importante de las reacciones de óxido -
reducción, es que se pueden realizar estando los reactantes separados por un espacio y unidos por
un puente salino y por una conexión eléctrica, los electrodos, los electrones fluyen desde la placa de
Zn a lo largo del circuito externo con producción simultánea de iones Zn+2, mientras se disuelve.
Los electrones fluyen hacia la placa de Cu mientras los iones cúpricos dejan la solución y se
depositan como cobre metálico. El propósito del puente salino es impedir toda acumulación de
carga neta en cualquiera de los vasos, permitiendo la difusión de iones entre ellos.
El funcionamiento de la celda completa produce un flujo de
electrones en el circuito exterior. Por el principio eléctrico de igualdad de la corriente en todos los
puntos de un circuito sin ramificar, el número de electrones generados en la oxidación tiene que ser
igual al número de ellos consumidos en la reducción. En la media-celda del agente reductor, se
acumula el producto de oxidación formando el par Zn+2/Zn. La otra media-celda contiene el par
Cu+2/Cu. Cada par tiene una capacidad intrínseca de aceptar electrones, a la que se le puede asignar
un valor numérico denominado potencial de reducción.
Si dos pares se combinan en una sola celda, el par con mayor potencial de reducción proporciona al
agente oxidante y acepta electrones en su electrodo. El otro par proporciona al agente reductor y
genera electrones en su electrodo. La fuerza determinante de la circulación de la corriente es la
diferencia algebraica entre los dos potenciales de reducción y es numérica igual al voltaje de la
celda galvánica.
Un aspecto muy importante es que el voltaje de una celda depende tanto de las sustancias
químicas que intervienen en la reacción como de sus concentraciones y también de la temperatura.
Para facilitar la comparación de las diferentes celdas galvánicas, cada una debe ser caracterizada por
un voltaje medido bajo cierto conjunto de condiciones normales, de concentración y temperatura;
las elegidas son 1 Molar, 20°C y 1 atm de presión. Al voltaje medido bajo estas condiciones se le
llama potencial normal de la celda y se le da el símbolo E°.
.
2.4.- PREDICCIÓN DE REACCIONES REDOX.
Esto se puede realizar si consideramos los
potenciales normales de reducción en juego en la reacción química, como se muestra en el ejemplo
siguiente:
i).- Estudiemos el caso de la celda Zn+2/Zn y Cu+2/Cu.
Se puede calcular el potencial normal de la
reacción a partir de los potenciales normales de reducción de media-celda.
Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu
Estas dos reacciones se deben combinar de tal manera que el cinc metálico aparezca al lado
izquierdo de la ecuación y el cobre metálico al lado derecho. Por lo tanto, necesitamos invertir la
dirección de la primera semirreacción, invirtiendo, por consiguiente, el signo de su potencial de
media-celda.
Zn Zn+2 + 2 e E° = +0,76
2 e– + Cu+2 Cu E° = + 0,34
ii) Estudiaremos la celda Fe+3/ Fe+2 y Hg+2/ Hg2+. Los potenciales normales de reducción son:
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La reacción anterior ocurre espontáneamente tal como está escrita ya que Eº es positivo (>0)
Considerando estos ejemplos, escribe las reacciones sugeridas de acuerdo a como ocurren
espontáneamente. (Investigar datos de potenciales de oxidación en bibliografía dada al final del
capítulo)
Ni+2 / Ni y I2 / I0 MnO2 / Mn+2 y Na+ / Na
1.0- En las reacciones químicas que se indica, identifica el agente oxidante y el agente reductor.
Construye el par de semirreacciones.
Cl2 + 2 I– I2 + 2 Cl–
Respuesta:……………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………
F2 + H2O 2 F– + 1/2 O2 + 2 H+
Respuesta:……………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………
Sn + 2 I2 SnI4
Respuesta:……………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………
a) Pb + PbO2 Pb+2
b) SO4+2 + S SO2
c) Co (NH3)6+2 Co (NH3)6+3 + Hg
II.- Cuál o cuales de las siguientes reacciones son de oxido-reducción. (Fundamente sus
respuestas).
b) 2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2
Respuesta:…………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
Respuesta:…………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
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III.- Conocidos los siguientes potenciales estándar de oxidación
d) H2 2 H+ + 2e E° = 0,000 volts.
f) Co 2+ Co 3+ + e E° = 1,8080 volts.
g) 2 F– F2 + 2e E° = 2,865 volts.
EXPLIQUE:
g) ¿Es posible que el Hidrógeno Molecular (H2) reduzca al Flúor molecular (F2), en forma
espontánea? Fundamente.
Respuesta:………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………
IV.- ¿Cuál es potencial estándar para la reacción?
Respuesta:…………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………..……
V.- En relación a electrólisis responda las siguientes preguntas:
5.1.- En la electrólisis defínanse cada uno de los siguientes términos: cátodo, catión, ánodo, anión.
Respuesta:………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………
5.2.- ¿Cuál sería la reacción probable en los electrodos si una mezcla fundida de NaCl y K Br se
sometiese a electrólisis? Indique reacción anódica y catódica. Explique su razonamiento con
las ecuaciones químicas respectivas.
Respuesta:………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………
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5.3.- Cuando una solución de CaCl2 se somete a electrólisis, los productos son oxígeno en el ánodo
e hidrógeno en el cátodo. Escriba las reacciones en los electrodos.
Respuesta:………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………
EJERCICIOS DE COMPLETACIÓN
Respuesta:……………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………
01.- Para el proceso; Fe(s) + Cu2+ (ac) ------Æ Cu(s) + Fe3+ (ac) Se puede establecer que:
A) sólo I , II y III
B) sólo II y III
C) sólo I , III y IV
D) sólo III y IV
E) sólo II , III y IV
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¿Cuál es el valor del potencial de la pila (ΔEºpila) para la oxidación del Zn?
A) – 1,10
B) + 0,42
C) – 0,42
D) + 1,10
E) + 0,68
03.- ¿Cuál o cuáles de las siguientes aseveraciones corresponde(n) a características de una reacción
de óxido – reducción?
A) sólo I y II
B) sólo II , III y IV
C) sólo I , III y IV
D) sólo I y III
E) sólo II y III
04.- Respecto del sentido de la ecuación y desde el punto de vista de un proceso de óxido –
reducción, los elementos S y O cambian su estado de oxidación ¿Cuál de las siguientes
opciones representa el cambio?
SO2 (g) + ½ O2 (g) -------Æ SO3 (g)
S O
A) 4+ a 2– 4 + a 6+
+ +
B) 4 a 2 6 + a 4+
+
C) 4+ a 6 0 a 2–
D) 6+ a 2– 2– a 0
– +
E) 2 a 4 4 + a 6+
A) 3+ a 0
B) 1– a 0
C) 6–a 3+
D) 5+ a 2+
E) 1+ a 0
A) sólo I, II y III
B) sólo I, II y IV
C) sólo II, III y IV
D) sólo II y IV
E) sólo II y III
A) 6+
B) 4+
C) 2+
D) 1+
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E) 7+
09.- ¿En cuál de las siguientes especies químicas el nitrógeno tiene mayor estado de oxidación?
A) HNO3
B) NH3
C) NO2 –
D) N2
E) N2O3
A) Sólo I y II
B) Sólo I y III
C) Sólo II y IV
D) Sólo III
E) Sólo IV
RESPUESTAS
01.-E 02.-D 03.-C 04.-C 05.-B 06.-B 07.-B 08.-E 09.-A 10.-B
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