Resumen Reacciones Redox

Aprendizajes esperados

• Caracterizar el proceso de óxido reducción.

• Identificar agente oxidante y agente reductor.

• Equilibrar ecuaciones redox mediante los métodos característicos.

Páginas del libro

desde la 69 a la 72.

1. Número de oxidación

2. Oxidación y reducción

3. Ajuste de reacciones redox

1. Número de oxidación

A cada átomo de un compuesto se le asigna un número de oxidación

(estado de oxidación), que se define como el número de electrones

ganados o perdidos con respecto al átomo aislado.

El número de oxidación es una carga formal, no real.

• El número de oxidación de los elementos en estado libre es 0.

• El número de oxidación del hidrógeno es +1, salvo en los hidruros

metálicos, donde es –1.

• El número de oxidación del oxígeno es –2, salvo en los peróxidos,

donde es –1.

• El número de oxidación de los metales alcalinos (IA) es +1, el de los

alcalinotérreos (IIA) es +2 y el de los térreos (IIIA) es +3.

• El número de oxidación negativo de los halógenos (VIIA) es –1.

• Los metales presentan estados de oxidación positivos y los no

metales pueden presentar valores positivos o negativos.

Actividades

Determinar el estado de oxidación (E.D.O.) del azufre en el anión

sulfato (SO42– ).

Hay que tener en cuenta que se trata de una especie iónica de

carga –2.

Un átomo, molécula o ion se oxida cuando pierde electrones, los cuales

son transferidos a otra sustancia denominada agente oxidante. En

general, la ecuación de oxidación se expresa de la siguiente manera:

2. Oxidación y reducción

n+M M + ne

Un átomo, molécula o ion se reduce cuando gana electrones, los cuales

son transferidos desde otra sustancia denominada agente reductor. La

ecuación de reducción se expresa de la siguiente forma:

X + ne X

Para que una sustancia gane electrones, otra tiene que perderlos. La

reacción que tiene lugar entre un oxidante y un reductor se denomina

reacción de oxidación-reducción, o más frecuentemente reacción redox.

2. Oxidación y reducción

0 0 +3 2

2 2 34Fe(s) 3O (g) 2Fe O (s)

Oxidación

Reducción

Oxidación → especie cede electrones (pérdida de electrones). Se traduce como

un aumento en el estado de oxidación.

Reducción → especie acepta electrones (ganancia de electrones). Se traduce

como una disminución en el estado de oxidación.

2. Oxidación y reducción

Reducción Zn2+ + 2e– Zn

Zn2+ se reduce para que Cu se oxide. Zn2+ →

Agente

oxidante

Especie

química que se

reduce para

que la otra se

oxide.

Oxidación Cu Cu2+ + 2e–

Especie

química que se

oxida para que

la otra se

reduzca.

Cu se oxida para que Zn2+ se reduzca. Cu →

Agente

reductor

2. Oxidación y reducción

ELECTRONES ESTADO DE

OXIDACIÓN

OXIDACIÓN Pérdida Aumenta

REDUCCIÓN Ganancia Disminuye

AGENTE OXIDANTE Gana Disminuye

AGENTE REDUCTOR Pierde Aumenta

3. Ajuste de reacciones redox

Una vez formulada una reacción redox, hay que identificar las especies

que se oxidan y las que se reducen. El ajuste estequiométrico se puede

realizar siguiendo alguno de los dos métodos.

Métodos

Semirreacciones

iónicas

Reacción global

Ion-electrón Igualación E.D.O.

3. Ajuste de reacciones redox

3.1 Método del número de oxidación

Consiste en igualar el aumento total de los números de oxidación de los

átomos que se oxidan con la disminución total de los números de

oxidación de los átomos que se reducen.

1. Se colocan sobre el símbolo de cada átomo los números de oxidación

correspondientes.

2. Se observa qué átomos se oxidan y cuáles se reducen.

Estaño (Sn) se oxida de 0 a +4

Nitrógeno (N) se reduce de +5 a +4

El hidrógeno (H) y el oxígeno (O) no se oxidan ni se reducen.

3 2 2 2Sn + HNO SnO + NO + H O

0 +1 +5 2 +4 2 +4 2 +1 2

3 2 2 2Sn + HNO SnO + NO + H O

3. Ajuste de reacciones redox

3.1 Método del número de oxidación

3. Se escriben las reacciones que ilustran dichos procesos.

4. Como la transferencia de electrones debe ser en cantidades iguales,

debe registrarse de igual modo en la ecuación. Si no fuese así, se pueden

amplificar las reacciones.

A continuación, se suman las expresiones de reactantes y productos .

4

5+ 4+

Oxidación: Sn Sn + 4e

Reducción: N + e N

4

5+ 4+

5+ 4 4+

Sn Sn + 4e Oxidación

N + e N /x4 Reducción

Sn + 4N Sn + 4N

3. Ajuste de reacciones redox

3.1 Método del número de oxidación

5. Finalmente, se sustituyen estos resultados en la ecuación molecular.

3 2 2 2Sn + 4HNO SnO + 4NO + H O

6. Se revisa que la ecuación se encuentre balanceada. De no estarlo, se

balancea de la forma tradicional, por tanteo.

3 2 2 2Sn + 4HNO SnO + 4NO + 2H O

3. Ajuste de reacciones redox

3.2 Método del ion-electrón

Se separan las semirreacciones de oxidación y reducción. Se trabaja por

separado cada una de ellas y luego se suman. En el ajuste de esta

reacción interviene el pH del medio.

2 3 3 2I + HNO HIO + NO + H O

1. Se escriben las semirreacciones correspondientes a los procesos que

tienen lugar, en forma iónica.

2 3

3

a) I IO oxidación

b) NO NO reducción

Si la reacción transcurre en medio ácido, se siguen los siguientes pasos:

3. Ajuste de reacciones redox

3.2 Método del ion-electrón

2. Se balancean por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O.

2 3

3

a) I 2IO oxidación

b) NO NO reducción

3. Se igualan los átomos de oxígeno agregando moléculas de agua.

2 2 3

3 2

a) I + 6H O 2IO

b) NO NO + 2H O

3. Ajuste de reacciones redox

3.2 Método del ion-electrón

4. Se igualan los átomos de hidrógeno agregando H+.

5. Se cuenta la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y

se agregan electrones (e–) en el miembro deficiente en carga negativa

o que tenga exceso de carga positiva.

2 2 3

3 2

a) I + 6H O 2IO + 12H

b) NO + 4H NO + 2H O

2 2 3

3 2

a) I + 6H O 2IO + 12H + 10e

b) NO + 4H + 3e NO + 2H O

3. Ajuste de reacciones redox

3.2 Método del ion-electrón

6. Se equilibra el número de electrones multiplicando las ecuaciones

parciales de las dos semirreacciones y se suman.

2 2 3

3 2

2 2 3

3 2

+

2 3 3 2

a) I + 6H O 2IO + 12H + 10e /x3

b) NO + 4H + 3e NO + 2H O /x10

3I + 18H O 6IO + 36H + 30e

+ 10NO + 40H + 30e 10NO + 20H O

3I + 10NO + 4H 6IO + 10NO + 2H O

3. Ajuste de reacciones redox

3.2 Método del ion-electrón

7. Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, esta es la

respuesta del problema. Si la ecuación fue dada originalmente en forma

molecular, se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se

inspecciona el balanceo de la ecuación.

2 3 3 23I + 10HNO 6HIO + 10NO + 2H O

8. La ecuación queda balanceada en medio ácido, debido a la presencia

de protones en disolución (H+). Si se desea un balance en medio

básico, se debe agregar tantos iones hidroxilos (OH–) como H+ haya en

la ecuación iónica final. Combinar los H+ con los OH– para formar H2O y

anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros.

4 2 2MnO + I MnO + I

Separar las semirreacciones de oxidación y reducción.

2

4 2

I I

MnO MnO

Realizar los mismos pasos que en el balance en medio ácido.

Ajustar la siguiente reacción mediante el método del ion-electrón en

medio básico.

Actividades

2

+

4 2 2

2

+

4 2 2

2

+

4 2 2

+

4

2I I +2e

MnO + 4H + 3e MnO + 2H O

2I I +2e /×3

MnO + 4H + 3e MnO + 2H O /×2

6I 3I + 6e

2MnO + 8H + 6e 2MnO + 4H O

6I + 2MnO + 8H

2 2 2 3I + 2MnO + 4H O

Actividades

Agregando 8 iones hidroxilo (OH–) en ambos lados de la ecuación y

ajustando las moléculas de agua de ambos lados, se tiene:

2

+

4 2 2 2

4 2 2 2

8

4 2 2 2

6I + 2MnO + 8H 3I + 2MnO + 4H O / + 8OH

6I + 2MnO + 8 8 3I + 2MnO + 4H O + 8OH

6I + 2MnO + 4H O 3I + 2MnO + 8OH

H O

H OH

En las ecuaciones redox suele omitirse la notación

indicativa del estado físico de las sustancias, (s), (l), (g),

(ac), y solo se utiliza cuando no resulta evidente.

Actividades

Ejercitación Ejercicio 12

“guía del alumno”

B Aplicación

La siguiente reacción:

Br2 → Br − + BrO3

−

balanceada en medio básico, presentará

I) 6 H+ en los productos.

II) 6 OH− en los reactantes.

III) 3 H2O en los reactantes.

Es (son) correcta(s)

A) solo I. D) solo I y II.

B) solo II. E) I, II y III.

C) solo III.

Síntesis de la clase

ÓXIDO

REDUCCIÓN

Equilibrio

· Igualación E.D.O

· Ion-electrón

Agente

reductor

Transferencia de

electrones

Oxidación Agente

oxidante

Reducción

Cede e- Capta e-