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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES. 1.- Concepto electrónico de oxidación – reducción:

Una especie química sufre una oxidación cuando cede electrones. Una especie química sufre una reducción cuando gana electrones.

Los electrones no existen libres, sino formando parte de otros sistemas (átomos, iones, moléculas...), por lo que siempre que una especie química gana electrones tiene que existir otra que los ceda y viceversa. Es decir, la oxidación y la reducción son procesos simultáneos. Así, cuando una especie química cede electrones (se oxida), será porque otra especie los debe ganar (debe reducirse); por ello diremos que la especie que se oxida es el reductor de la especie que gana los electrones. De la misma forma, cuando una especie química gana electrones (se reduce), será porque otra especie los ha cedido (se ha oxidado); por ello diremos que la especie que se reduce es el oxidante de la especie que cede los electrones.

Oxidación → Especie química cede electrones → Es el reductor. Reducción → Especie química gana electrones → Es el oxidante.

2.- Concepto de número de oxidación. Cuando una sustancia se oxida o se reduce los átomos de uno de sus elementos varían su valencia o su número o índice de oxidación. El número de oxidación de un átomo se puede definir como la carga que tendría el mismo si todos los enlaces de la especie química de la que forma parte fuesen iónicos; es decir, es un concepto teórico que resulta de asignar los electrones compartidos al átomo más electronegativo. Para calcular el número de oxidación de un átomo en un compuesto se siguen las siguientes reglas:

a) El número de oxidación de los elementos libres (H, He, H2, O2, O3, Fe, ...) es cero. b) El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos

(donde vale –1) y en los compuestos del flúor (donde vale +2).

c) El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde es –1.

d) El número de oxidación de los metales combinados coincide con su valencia iónica.

e) El número de oxidación del resto de los no metales suele coincidir con su

covalencia, pero es más seguro obtenerlo teniendo en cuenta que la suma de los números de oxidación de una especie química es cero cuando se trata de una molécula, o coincide con su carga neta cuando se trata de un ión.

Conocidos los números de oxidación, podemos decir que una especie química se oxida cuando aumenta su número de oxidación y se reduce cuando disminuye su número de oxidación.

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3.- Ajuste de ecuaciones redox: Cuando intentamos ajustar una ecuación química correspondiente a una reacción de oxidación-reducción (abreviadamente, reacción redox), nos encontramos que los coeficientes que aparecen no son tan simples como los coeficientes de otros tipos de reacciones, por lo que el método de tanteo no resulta adecuado en este caso. Por este motivo, las ecuaciones correspondientes a proceso redox las ajustaremos por el método del ión-electrón. Para aplicar el método del ión-electrón seguiremos las siguientes etapas: Ejercicios: 1.-

a) Defina el concepto electrónico de oxidación y de reducción.

b) Indique cuál o cuáles de las semirreacciones siguientes: ClO2- → Cl- ; S → SO42- ; Fe2+ → Fe 3+ ; corresponden a

una oxidación y cuál o cuales a una reducción. c) Indique la variación del número de oxidación del cloro, hierro y azufre.

2.- Dadas las siguientes reacciones:

a) CO + 2 H2 → CH3OH b) HCl + NaOH → NaCl + H2O c) 2 H2S + SO2 → 3 S + 2 H2O d) K2CrO4 + BaCl2 → BaCrO4 + 2 KCl e) Pb2+ + 2 Br- → PbBr2 f) 2 ClO2

- + 2 MnO2 → Cl2 + 2 MnO4- Justifique si son redox o no y, en caso afirmativo, indique qué elementos se oxidan y cuáles se reducen. 3.-

a) Indique los números de oxidación del nitrógeno en las siguientes moléculas: N2; NO; N2O; N2O4. b) Escriba la semirreacción de reducción del HNO3 a NO.

4.- Ajuste por el método del ión-electrón las siguientes reacciones redox: a) KNO3 + C → KNO2 + CO2 b) HCl + HNO3 → Cl2 + NO + H2O c) Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + NaI

a) Determinar el número de oxidación de todos los elementos que intervienen en el proceso. b) Observar para qué especies varía el número de oxidación, determinando qué especie se

oxida (aumenta el número de oxidación) y qué especie se reduce (disminuye el número de oxidación).

c) Obtener los iones que contienen al elemento cuyo número de oxidación cambia. Esto lo haremos cuando la especie sea iónica como sales, hidruros metálicos; pero no en especies con mucho carácter covalente como los anhídridos, óxidos metálicos como SnO2,...

d) Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción. e) Ajustar el número de átomos de cada elemento en ambas semirreacciones, teniendo en

cuenta que el número de átomos de O se ajustan sumando tantas moléculas de H2O como sea necesario en el miembro correspondiente, y los átomos de H se ajustan sumando H+ donde convenga.

f) Ajustar el número de cargas en ambas semirreacciones, sumando electrones (reducción) o restando electrones (oxidación) según sea necesario.

g) Hacer que el número de electrones ganados y cedidos sea el mismo, multiplicando las semirreacciones por los números convenientes.

h) Sumar ambas semirreacciones y simplificar, si se puede. La ecuación obtenida es la ecuación iónica del proceso redox.

i) Pasar a la ecuación molecular y comprobar que realmente queda ajustada. A veces se hace necesario ajustar por tanteo alguna sustancia que no participa directamente en el proceso redox ganando o cediendo electrones.

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d) H3AsO4 + Zn + HCl → AsH3 + ZnCl2 + H2O e) HgCl2 + SnCl2 → Hg2Cl2 + SnCl4 f) K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O g) Fe + HNO3 → Fe(NO3)2 + NH4NO3 + H2O h) K2MnO4 + HCl → KMnO4 + MnO2 + KCl + H2O i) MnCl2 + KBiO3 + HCl → KMnO4 + BiCl3 + KCl + H2O j) KNO2 + KMnO4 + H2O → KNO3 + MnO2 + KOH k) KIO3 + Cl2 + KOH → KCl + KIO4 + H2O l) H2S + H2SO3 → S + H2O

5.- Ajuste por el método del ión-electrón la siguiente reacción, indicando las correspondientes semirreacciones de oxidación y reducción. KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O 6.- El yoduro de sodio se oxida con dicromato de potasio en presencia de ácido sulfúrico, según la ecuación:

NaI + K2Cr2O7 + H2SO4 → I2 + Cr2 (SO4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O. a) Ajuste la ecuación molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule los gramos de yodo que se obtienen, si se oxidan completamente 1’8 moles de yoduro de sodio según la

ecuación anterior. 7.- El peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2, puede actuar como oxidante (transformándose en agua) y también como

reductor (dando oxígeno molecular). Escribir las ecuaciones moleculares ajustadas de las reacciones: a) Oxidación del sulfuro de bario a sulfato, por H2O2. b) Reducción del KMnO4 a iones Mn

2 + , por H2O2 en medio ácido (H2SO4)

c) Calcular el equivalente del H2O2 en estas dos reacciones. 8.- Dada la siguiente reacción redox en disolución acuosa: KMnO4 + KI + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

a) Ajuste la reacción por el método del ión-electrón. b) Calcule los litros de disolución 2 M de permanganato de potasio necesarios para obtener 1 kg de yodo.

9.-El ión IO3- reacciona con el ión I- en medio ácido para dar I2 y H2O.

a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ión-electrón. b) Indique cómo calcularía el peso equivalente del oxidante y del reductor.

10.- a) Ajuste por el método del ión-electrón la siguiente reacción:

K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O b) ¿Qué volumen de cloro, medido en condiciones normales, se obtiene al tratar 0’5 g de dicromato potásico con un

exceso de ácido clorhídrico? 11.- En medio ácido sulfúrico, el KMnO4 oxida al Fe

3+ a Fe2+ pasando a Mn2+. a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ión-electrón.

b) ¿Cuántos gramos de KMnO4 se necesitan para oxidar el Fe2+ contenido en 2’5 g de FeSO4?

12.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar sulfato de potasio, bromo, dióxido de azufre y agua.

a) Iguale la reacción por el método del ión-electrón. b) Calcule el volumen de bromo líquido (densidad = 2’91 g/cm3) que se obtendrá al tratar 59’5 g de bromuro de

potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico.

13.- El monóxido de mononitrógeno gaseoso (NO) se prepara por reacción del cobre metálico con ácido nítrico, obteniéndose, además, nitrato de cobre (II) y agua.

a) Ajuste por el método del ión-electrón la reacción anterior. b) ¿Cuántos moles de ácido y qué peso de cobre se necesitan para preparar 100 cm3 de NO, medidos a 730 mmHg y a

la temperatura de 25ºC? 14.- En medio ácido, el ión dicromato oxida al ión sulfito a sulfato reduciéndose a Cr (III).

a) Iguale la ecuación iónica del proceso por el método del ión-electrón.

b) ¿Qué volumen de K2Cr2O7 0’1 M se necesitará para oxidar, en medio ácido, 70 mL de una disolución de Na2SO3 que contiene 6 g por litro?

15.-El ácido nítrico, en disolución acuosa, oxida al fósforo para dar H3PO4 y NO.

a) Iguale la ecuación molecular por el método del ión-electrón. b) Calcule el volumen de disolución de ácido nítrico 0’5 M que se necesita para oxidar 5 g de fósforo.

16.-El ácido sulfúrico reacciona con cobre para dar sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua. a) Ajuste, por el método del ión-electrón, la reacción molecular. b) ¿Qué masa de sulfato de cobre (II) se puede preparar por la acción de 2’94 g de ácido sulfúrico del 96 % de

riqueza en peso y densidad 1’84 g/mL sobre cobre en exceso? 17.- El ácido nítrico concentrado reacciona con carbono produciendo dióxido de nitrógeno, dióxido de carbono y agua.

a) Ajuste, por el método del ión-electrón, la reacción molecular.

b) Calcule el volumen de dióxido de carbono, medido a 25ºC y 740 mmHg de presión, que se desprenderá cuando reaccione 1 kg de un carbón mineral, que tiene una riqueza en carbono del 60 %, con exceso de ácido nítrico.