Colegio Pedro de Valdivia Providencia

Cuarto Medio

Prof. Jorge Yáñez R.

Reacciones de intercambio de

electrones “Redox”

Reacciones de intercambio electrónico

cotidianas: Combustión:

CH4(g) + 2O2(g) CO2 + H2O(g)

La Corrosión:

4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)

Fotosíntesis y respiración:

6CO2 (g)+ H2O(l) C6H12O6(ac)+ 6O2

Tabla periódica y propiedades

Oxidación y reducción

Oxidación es cuando un elemento pierde electrones

Reducción es cuando un elemento gana electrones.

Cu(s) +2AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s) 0 0+ 2+

oxidación

reducción

1.Cobre metálico

en solución de

nitrato de plata.

2. Nitrato de cobre

en solución y

plata metálico.

Reducción y oxidación “Redox”

Siempre ocurre una reacción de oxidación y una de

reducción a la vez.

La reducción se puede detectar por una disminución del

estado de oxidación, se hace más negativo.

La oxidación se puede detectar por un aumento en estado de

oxidación, el estado de oxidación se hace más positivo.

Ecuación general:

Cu(s) +2AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s)

Ecuación iónica total:

2[Ag+(ac) + NO3-(ac)] Cu+(ac) + 2NO3

-(ac) + 2Ag(s)

Ecuación iónica neta: Cu(s) +2Ag+(ac) Cu+(ac) + 2Ag(s)

Estado de oxidación

Significa el número de cargas que tendría un átomo en una

molécula( o en compuesto iónico) si los electrones fueran

transferidos completamente.

S(s) + O2 (g) SO2 (g)0 0 +4 -2

Reglas para asignar el número de

oxidación

1.En los elementos libres, cada átomo tiene un N.O. cero.

H2,Br2, O3, O2, Be, K, Cu, Fe, Na.

2.Para los iones monoatómicos la carga del ion es igual al

N.O.(metales alcalinos N.O=+1; Metales A. Terreos=+2)

3.El N.O. del oxígeno es -2 (O2-2 )en la mayoría de los

compuestos (MgO, H2O, Fe2O3), pero al formar

peróxidos(O2-1) tiene carga -1 (H2O2, Na2O2,Li2O2)

4.El N.O. del hidrógeno es +1(HCl, NaOH, H2S) excepto

cuando está enlazado con metales en compuestos binarios en

donde su número de oxidación es -1( LiH, NaH,CaH2).

Reglas para asignar el número de

oxidación

5.El flúor tiene N.O. -1, en todos sus compuestos.

Los otros halógenos (Cl,Br y I) tienen N.O. negativos

cuando se encuentran como halogenuros.

Cuando se combinan con oxígeno, tienen números de

oxidación positivos.

6.En una molécula neutra, la suma de los N.O. de oxidación

de todos los átomos debe ser 0.

7. En un ion poliatómico, las suma de los N.O. de todos los

elementos debe ser igual a la carga neta del ion.

( NH4+ ---- N-3 y H+)

-3+4(+1)=+1)

Estados de oxidación más comunes

Agente oxidante agente reductor. Cada sustancia juega un papel importante dentro de una

reacción redox, los identificamos como:

Agente oxidante: Ganan electrones.

Agente Reductor: Pierden electrones.

Cu(s) +2Ag+(ac) Cu2+(ac) + 2Ag(s)

Cu: Agente Reductor

Ag+: Agente Oxidante.

0 0

Oxidación/Agente reductor

Reducción/Agente oxidante

Las semirreacciones.

Las reacciones de oxido reducción se deben examinar por

separado en un proceso de oxidación y en un proceso de

reducción.

La cantidad de electrones en juego debe ser la misma,

electrones ganados igual a la cantidad de electrones perdidos.

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

Semirreacción de oxidación:

2Mg 2Mg2+ +4e-

Semirreacción de reducción:

O2 +4e- 2O2-

Tipos de reacciones redox Combinación: Son aquellas en que dos sustancias se combinan

para formar un solo producto:

A + B C

Ejemplos:

1. S(s) + O2(g) SO2 (g)

2. 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

3. H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)

4. 2H2(g) + O2(g) 2H2O

Tipos de reacciones redox

Combinación:

K + Cl2 P + Cl2

Tipos de reacciones redox

Descomposición: Es la ruptura de un compuesto en dos o

más componentes.

C A+B

Ejemplos:

1. 2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

2. 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

3. 2NaH(s) 2Na(s) + H2(g)

Tipos de reacciones redox

Descomposición:

Hg2O2

Tipos de reacciones redox

Desplazamiento: Un ion ( o un átomo) de un compuesto

se reemplaza por un ion ( o átomo) de otro elemento.

A + BC AC + B

Ejemplos:

1. 2Na(s) + H2O(l) 2NaOH(ac) +H2 Desp. de hidrógeno.

2. Zn(s) + 2HCl(a) ZnCl2(ac) +H2 Desp. de hidrógeno.

3. 2Mg(l) + TiCl4(g) Ti(s) + 2MgCl2 Desp. de metales.

4. 2KBr(ac) + Cl2(g) 2KCl(ac) + Br(l) Desp. De halógenos

Tipos de reacciones redox

Desplazamiento:

Zn + CuSO4 Zn + H2SO4 Al + HCl

K + H2O

Doble desplazamiento

Ejemplo:

K2CrO4 + 2AgNO3 2 KNO3 + Ag2CrO4

AX +BY AY + BX

Ejercicios

Clasifique las siguientes reacciones redox , identifique la

especie reducida , la especie oxidada, el agente reductor,el

agente oxidante y realice las semirreacciones.

1. 2NO2 (g) 2N2(g) + O2 (g)

2. 6Li(s) + N2(g) 2Li3N(s)

3. Ni(s) + Pb(NO3)(ac) Pb(s) +Ni(NO3)2(ac)

4. 2NO2 + H2O(l) HNO2(ac) + HNO2(ac)

Balanceo de ecuaciones redox

En ambos lados de la ecuación hay la misma cantidad de

átomos.

En ambos lados de la ecuación existen las mismas cantidades

de carga, los electrones se conservan.

3Cu(s) + 8HNO3(ac) 3Cu2+(ac) + 2NO(g) +6NO3-(ac) + 4H2O(l)

“ A veces las ecuaciones son demasiado complejas para resolverlas por

tanteo”

Redox en soluciones ácidas

La técnica de balancear ecuaciones redox consiste en

dividirlas en medias reacciones separadas.

Realizaremos el siguiente ejemplo:

H+

SO2(ac) + Cr2O72-(ac) SO4

2-(ac) + Cr3+(ac)

Redox en soluciones ácidas Paso1: Escribir la ecuación esquemática de la reacción.

SO2 + Cr2O72- SO4

2- + Cr3+

Paso2: Asignar números de oxidación a todos los átomos a ambos lados de la ecuación.

SO2 + Cr2O72- SO4

2- + Cr3+

Paso3: Determinar cuales son los átomos que se oxídany los que se reducen.

SO2 + Cr2O72- SO4

2- + Cr3+

+4 -2 +6 -2 +6 -2 +3

reducción

Oxidación

Redox en soluciones ácidas

Paso 4: Dividir y balancear las medias reacciones de

oxidación y reducción.

Reducción: Cr2O72- Cr3+

Oxidación: SO2 SO42-

a) Reducción: Cr2O72- + 6e-

2Cr3+

b) Oxidación: SO2 SO42- + 2e-

“Los oxígenos se igualan con agua y los hidrógenos con protones”

Cr2O72- +14H + + 6e-

2Cr3+ + 7H2O

SO2 + 2H2O SO42- + 2e- + 4 H +

+4 2(+6)=12 +6 2(+3)=6

Redox en soluciones ácidas

Cr2O72- +2H + + 3SO2 2Cr3+ + H2O + 3SO4

2-

Paso 5: Se combinan las dos medias reacciones, de tal manera que ni

se crean ni se destruyen electrones.

2 x (Cr2O72- +14H + + 6e-

2Cr3+ + 7H2O)

3 6 x (SO2 + 2H2O SO42- + 2e- + 4H +) .

Cr2O72- +14H + + 3SO2 + 6H2O 2Cr3+ + 7H2O + 3SO4

2- + 12H +

Paso 6: Balancear, si es necesario, el resto de la ecuación.

Cr2O72- +14H + + 3SO2 + 6H2O 2Cr3+ + 7H2O + 3SO4

2- + 12H +

Ejercicio:

balancear la reacción redox en medio ácido:

H+

MnO4- (ac) + H2O2(ac)Mn2+(ac) + O2(g)

R:

2MnO4- (ac) + 5H2O2(ac) + 6 H+(ac) 2Mn2+(ac) + 5O2(g) + 8H2O(l)

Redox en soluciones básicas

Estas soluciones contienen moleculas de H2O e iones OH-.

En consecuencia debemos agregar moléculas de agua o

iones hidroxilos según sea necesario en la ecuación.

Ejemplo: Escriba la ecuación balanceada para la siguiente

reacción en medio básico.

OH-

MnO4- (ac) + H2O2(ac)MnO2 (s) + O2(g)

Redox en soluciones básicasPaso1: Escribir la ecuación esquemática de la reacción.

MnO4- (ac) + H2O2(ac)MnO2 (s) + O2(g)

Paso2: Asignar números de oxidación a todos los átomos a ambos

lados de la ecuación.

MnO4- (ac) + H2O2(ac)MnO2 (s) + O2(g)

+7 -2 +1 -1 +4 -2 0

Paso3: Determinar cuales son los átomos que se oxidan y los que se

reducen.

-1 0

MnO4- (ac) + H2O2(ac)MnO2 (s) + O2(g)

Reducción

7 4 = 3

2(-1) 0=-2

Oxidación

Redox en soluciones básicasPaso 4: Dividir y balancear las medias reacciones de oxidación y

reducción.

Reducción: MnO4-MnO2

H2 Oxidación: H2O2 O2

7 4

a) Reducción: MnO4- + 3e-MnO2

“Se equilibra la carga neta de -4 al lado izquierdo de la ecuación con

4 hidroxilos al lado derecho”

MnO4- + 3e-MnO2 + 4OH-

MnO4- + 2H2O + 3e-MnO2 + 4OH-

Redox en soluciones básicasb) Oxidación: H2O2O2 + 2e-

“ La carga de la media reacción se puede balancear agregando un par

de iones OH- a los reactivos.

H2O2 + 2OH- O2 + 2e-

H2O2 + 2OH- O2 + 2e- + 2H2O

Redox en soluciones básicasPaso5: Se combinan las dos medias reacciones, de tal manera que ni

se crean ni se destruyen electrones.

2x (MnO4- + 2H2O + 3e-MnO2 + 4OH-)

3x (H2O2 + 2OH- O2 + 2e- + 2H2O) .

2MnO4- +3H2O2 + 6OH- + 4H2O 2 MnO2 + 3O2 + 8OH- + 6H2O

Paso6: Balancear, si es necesario, el resto de la ecuación.

2MnO4- +3H2O2 2 MnO2 + 3O2 + 2OH- + 2H2O