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Oxido-Reducción

Física y QuímicaSegundo Año de Bachillerato

Lic. Silvia Morales Jácome

Destreza con criterio de desempeño

Reconocer los procesos de oxidación y reducción en la explicación de la importancia

de los número o índices de oxidación de los elementos químicos.

Lic. Silvia Morales Jácome 2

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN Los procesos químicos de oxidación reducción son

muy comunes en la naturaleza. Ejemplo:

maduración de las frutas

3Lic. Silvia Morales Jácome

corrosión de los metales

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Historia El término Oxidación comenzó a usarse

para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno.

Igualmente, se utilizó el termino de Reducción para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.


Óxido - Reducción

En todo proceso de oxidación – reducción se lleva a efecto una transferencia de electrones.

Mientras una sustancia se oxida, es decir pierde electrones, la otra sustancia se reduce, es decir gana electrones.


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Conceptos básicos

NUMERO DE VALENCIA:Es la cantidad de electrones que posee un átomo en el nivel más externo, y son los que interactúan durante las reacciones químicas.

Elemento Configuración No. de electrones de Valencia

Oxígeno O 2s22p4 [He] 6 (grupo VIA)

Potasio K 4s1 [Ar] 1 (grupo IA)

Bromo Br 4s23d104p5 [Ne] 7 (grupo VIIA)


Conceptos Básicos

NÚMERO DE OXIDACIÓNTambién conocido como el estado de oxidación“Es el número de cargas que tendría un átomo en un compuesto si sus electrones de valencia fueran transferidos completamente”


Estados de Oxidación fija de los metalesALCALINOS MONOVALENTES (1+)

ALCALINOTÉRREOS DIVALENTES

TÉRREOS TRIVALENTES

+2 +3Hidrógeno = H ( -1 en los hidruros metálicos)Litio = LiSodio = NaPotasio = KRubidio = RbCesio = CsFrancio = FrAmonio = NH4

Plata = Ag

Berilio = BeMagnesio = MgCalcio = CaEstroncio = SrBario = BaRadio = RaZinc = ZnCadmio = Cd

Aluminio = AlBismuto = BiYtrio = YLantano = La

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METALES CON ESTADO DE OXIDACIÓN FIJA

TETRAVALENTES HEXAVALENTES+4 +6

Osmio = OsIridio = IrPaladio = PdZirconio = ZrHafnio = Hf

Uranio = UMolibdeno = MoWolframio = Wo Tugsteno = Tg


Metales con E.O. variableMONO Y DIVALENTES MONO Y

TRIVALENTESDI Y TRIVALENTES

+1(-oso) +2 (-ico) +1(-oso) +3 (-ico) +2 (-oso) +3 (-ico)Cobre = CuMercurio = Hg

Oro = AuTalio = Tl

Hierro = FeCobalto = CoNiquel = NiCromo = Cr ( +6 –ico )como no metal)Manganeso = Mn ( +4, +6, +7 como no

metal) oso ico per -ico

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DI Y TETRAVALENTES TRI Y TETRAVALENTES TRI Y PENTAVALENTES+2 (-oso) +4 ( ico) +3 (oso) +4 ( -ico) +3 (-oso) +5 (ico)Plomo = PbEstaño = SnPlatino = Pt

Cerio = CePraceodimio = Pr

Vanadio = VNiobio = NbTantalio = Ta


E.O de los No metalesHALÓGENOS MONOVALENTES ANFÍGENOS DIVALENTES–1(uro); +1(hipo – oso); +3(-oso); +5(-ico), +7(per –ico)

–2(uro); +2(hipo -oso); +4(-oso); +6(-ico)

Fluor = F (únicamente con –1)Cloro = ClBromo = BrYodo = ICiano = CN (únicamente con –1)

Oxígeno = O (únicamente con –2 y –1 en los peróxidos) Azufre = SSelenio = SeTeluro = Te

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NITROGENOIDES TRIVALENTES CARBONOIDES TETRAVALENTES-3 (-uro); +3 (-oso); +5 (-ico) –4 (-uro) +2(-oso); +4, (-ico)Nitrógeno = N :+1(hipo-oso),+2(-oso);+4(-ico)Fósforo = PArsénico = AsAntimonio = SbBoro = B (únicamente con –3 (uro) y +3 (-ico)

Carbono = CSilicio = SiGermanio = Ge


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Reglas para determinar los Estados de Oxidación

1) Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.Ejemplo: Fe en estado libre tiene E.O = 0H2 tiene E.O = 0O2 tiene E.O. = 0P en estado libre o basal tiene E.O = 0Al en estado libre tiene E.O = 0


2) El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.Ej:

Na2O H2SO4 CaCO3

Excepto en los peróxidos el Oxígeno tiene E.O = -1. Ej:

1- 1- 1-

H2O2 Na2O2 CaO2

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-2 -2 -2



3) El Hidrógeno tiene E.O = +1 en todos los compuestos, Ej: 1+ 1+ 1+

H2SO4 NaHCO3 Ca(OH)2excepto en los hidruros metálicos el H tiene E.O. 1-

1- 1-

LiH FeH3

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4. El E.O. de los iones monoatómicos es el mismo que la carga de su ion.Ej: KCl Al2Se3

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+1 -1 +3 -2



5. En un ión poliatómico, la suma de los E.O. de todos los átomos es igual a la carga del ion.

Ej: 2- 4-

En el ión (CO3) En el ión (P2O7) 4+ 2- 5+ 2-

CO3 P2O7

4+6-= 2- 10+ 14- = 4-15



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6. La suma algebraica todos los E.O. de una molécula neutra es siempre 0.EjemploEjemplo: Calcular el E.O. del S en ZnSO4

E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;+2+ X -2

ZnSO4 +2 +x –(2x4) = 0

+2 +X – 8 = 0X= +8 -2

X = +6 El E.O del S es +6

.



Encuentre el E.O. del Te en el Fe2(TeO3)3

Fe2(TeO3)3 Recuerde que el E.O del catión Fe y del anión (TeO3)

+6 -6 = 0 se intercambiaron al formar la sal neutra Para encontrar el E.O del Se debe realizar el siguiente proceso: X -2 =-2 (TeO3) x – (2x3) = -2 x – 6 = -2 x = +6 -2 x = +4 Entonces el Te trabaja con

+4

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+3 -2

Ejercicios modelo: Cómo determinar los E.O. de un compuesto:


Ejercicio Modelo 2 Calcular el E.O. del As en el Al4(As2O7)3

Al4(As2O7)3 Se puede deducir fácilmente el E.O. +12 -12 = 0 debido a que siempre se intercambia Los E.O al momento de formar las sales Pero como deducir el E.O del As:

(As2O7) 2X - (2)(7) = -4 2X - 14 = -4 2X= -4 + 14 2X = +10 x = +10/2

x = +5 Entonces el E.O del AS es +5

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+3 -4

-4

-2 X


Ejercicio Modelo

Calcule el E.O. del Al4(As2O7)3 de forma directa:

Al4(As2O7)3

Entonces el E.O del AS es +5

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+3 -4-2

-14 = -4+10

+10/2 = + 5

+12 - 12 = 0


Tarea: Resuelva en su cuaderno de deberes.

Calcular el E.O. de los siguientes elementos

El E.O del Cl en el HClO3

El E.O. del l en el Ni(IO2)2

El E.O. del Te en el Co2(TeO3)3

El E.O del Se en el Ca(HSe)2

El E.O. del P en el Pb2(P2O5) El E.O. del Sb en el Al4(Sb2O7)3

Coloque las nomenclaturas: Tradicional, IUPAC Y Stock de los compuestos


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Definición actual Oxidación: Pérdida de electrones

(o aumento en el número de oxidación). EjemploEjemplo: Cu0 Cu2+ + 2e–

Reducción: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).

EjemploEjemplo: Ag+ + 1e– Ag0

Siempre que se produce una oxidaciónoxidación debe producirse simultáneamente una reducciónreducción.

Cada una de estas reacciones se denomina semirreacciónsemirreacción.


ESCALA DE OXIDACION - REDUCCION


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Comprobar que la reacción de formación de hierro es una reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción. La reacción es la siguiente:

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2

Ejercicio:


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Oxidantes y reductores Oxidante (Agente Oxidante): Es la

sustancia capaz de oxidar a otra, es decir que es la sustancia que contiene al elemento que se reduce.

Reductor (Agente Reductor): Es la sustancia capaz de reducir a otra, es decir que contiene al elemento que se oxida.


Ejemplo de Oxidante y Reductor

Ejemplo:Ejemplo: Zn + 2AgZn + 2Ag++ Zn Zn2+2+ + 2Ag + 2Ag

Zn0 Zn2++ 2e Se oxida (pierde 2e–) AGENTE REDUCTOR (A.R)

2Ag+1+1e (2) 2Ag0

2Ag+1 +2e 2Ag0 Se reduce (gana 2e–)

AGENTE OXIDANTE (A.O)


Tarea: Resuelva los siguientes ejercicios en el cuaderno de deberes

Identifique el elemento que se oxida, el elemento que se reduce, el agente oxidante y el agente reductor en las siguientes reacciones:

1) Ni(s) + 3O2(g) = Ni2O3 (g) 2) Zn + HCl = ZnCl2 + H2

3) I2 + H2(g) = HI 4) Li + H2 = LiH 5) H2O + O2 = H2O2

Describa cada una de las reacciones utilizando las nomenclaturas tradicional, y Sistemática.


Balanceo de ecuaciones

Se pueden utilizar dos métodos: Método de Oxido – reducción o

Redox Método del Ion electrónRecuerda: la ley de la conservación de

la masa de Lavoisier nos dice “La masa durante los cambios físicos y químicos no se crea ni se destruye”


Tarea:

Copie en su cuaderno (en la parte de materia) el mapa conceptual del proceso para balancear ecuaciones por oxido reducción de su texto de Física y Química (página: 240).


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