UNIDAD 1: REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA- REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

PROFESORA ÁNGELA GAJARDO S.

QUÍMICA IV COMÚN

ABRIL 2016

Contenidos de la unidad:1. Características de las reacciones de óxido-reducción

2. Agentes reductores y agentes oxidantes

3. Concepto de estado de oxidación◦ 3.1 Números de oxidación

4. Balanceo de ecuaciones redox:◦ 4.1 Método ión-electrón

1. Características de las Reacciones de Óxido-Reducción.Reacciones de óxido-reducción o redox: Son aquellas en las que existe una transferencia de electrones o un cambio en los números de oxidación de las sustancias que forman parte de la reacción.

Las reacciones redox se pueden producir:

•De forma espontánea. Ej.: oxidación de un metal.

•De forma no espontánea. Ej: galvanización de las joyas.

•Lentamente, donde la liberación de energía no se percibe, ya que se disipa en el ambiente. Ej.: manzana al aire.

•Rápidamente, donde se liberan grandes cantidades de calor. Ej.: combustión.

2. Agentes reductores y agentes oxidantes.

Agente reductor: Es una sustancia que cede o pierde electrones, oxidándose.

Agente oxidante: Es una sustancia que capta o gana electrones, reduciéndose.

En todos los procesos de óxido-reducción, la transferencia de electrones ocurre desde una agente reductor a un agente oxidante.

2. Agentes reductores y agentes oxidantes.

Ecuación general:Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4

Ecuación iónica:Zn + Cu2+ + SO4

2- Cu + Zn2+ + SO4

2-

(Disociación compuestos iónicos)

Simplificada: Zn + Cu2+

Cu + Zn2+

Semireacción de oxidación

Semireacción de reducción

3. Concepto de estado de oxidación.3.1 Números de oxidación.El número o estado de oxidación de un átomo es la carga eléctrica que tendría dicho átomo en un compuesto determinado, si los electrones fueran transferidos completamente.

Carga Número de oxidación

Al3+ +3

El número de oxidación se escribe sobre el símbolo del elemento, anotando primero el símbolo y luego el número.

No confundir con la carga del ión, que se escribe anotando primero el número y luego el signo.

3. Concepto de estado de oxidación.3.1 Números de oxidación.

7 Reglas para la asignación de números de oxidación (IUPAC):

1) El número de oxidación de todos los elementos en estado libre, es decir, no combinado, es cero. Ej.: K, Cl, Na.

2) El número de oxidación del hidrógeno en todo compuesto es +1, excepto en los hidruros metálicos como LiH, NaH o CaH2, que es -1.

3) El número de oxidación del oxígeno en todo compuesto es -2, excepto en los peróxidos como H2O2, que es -1.

4) El número de oxidación de un ión monoatómico, es decir, formado por un solo átomo es igual a su carga eléctrica. Ej.: Na+, donde es +1, y Mg2+ donde es +2.

3. Concepto de estado de oxidación.3.1 Números de oxidación.

7 Reglas para la asignación de números de oxidación (IUPAC):

5) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula química de un compuesto es cero.

6) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en la fórmula química de un ión poliatómico es igual a la carga del ión.

7) Si en la fórmula de un compuesto no hay hidrógeno ni oxígeno, se asigna el número de oxidación negativo al elemento más electromagnético.

3. Concepto de estado de oxidación.3.1 Números de oxidación.Número de oxidación como referente:

Los números de oxidación permiten reconocer rápidamente si una reacción es de oxidación o reducción, e identificar las especies que se oxidan y reducen.

Una reacción química es redox si hay cambio en el número de oxidación de algunos elementos que participan en ella.

De acuerdo a la variación del número de oxidación, se concluye que:

• La oxidación es el proceso en el que el número de oxidación aumenta.• La reducción es el proceso en que el número de oxidación disminuye.

-5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 OXIDACIÓNREDUCCIÓN

3. Concepto de estado de oxidación.3.1 Números de oxidación.En resumen:

Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu

OXIDACIÓNCede electrones.

Aumenta el número de oxidación.Es un agente reductor

REDUCCIÓNAcepta electrones.

Disminuye o reduce el número de oxidación.Es un agente oxidante

4. Balanceo de ecuaciones redox:4.1 Método ión-electrónPasos para balancear una ecuación redox:

1) Se anota el número de oxidación correspondiente a cada uno de los elementos que intervienen en la reacción.

2) Se identifican las especies que cambian de número de oxidación y se escriben las semireacciones de oxidación y de reducción. De esta manera aparecen solo las especies que intervienen en la reacción.

3) En cada semireacción se ajusta el número de átomos que intervienen y el número de cargas eléctricas. Para ello, se añaden moléculas de H2O por cada oxígeno que falta e iones H+ por cada hidrógeno. Las cargas se igualan sumando o restando electrones.

4. Balanceo de ecuaciones redox:4.1 Método ión-electrónPasos para balancear una ecuación redox:

4) Se igualan los números de electrones en ambas semireacciones multiplicando cada una de ellas por el número correspondiente, de modo que el número de electrones que se ceden y que se captan en la reacción sean los mismos.

5) Se suman ambas semireacciones formando la reacción general. Los electrones se eliminan y las moléculas de H2O y H+ se simplifican.

6) Si la reacción ocurre en medio básico, una vez balanceada la ecuación en forma iónica, se suman en los dos miembros de la ecuación química tanto iones hidroxilo (OH-) como iones hidrógeno (H+) aparezcan, reajustando nuevamente las moléculas de agua.

Pasos para balancear una ecuación redox:

1) Se anota el número de oxidación.

2) Se identifican las especies que cambian de número de oxidación y se escriben las semireaccionesredox.

3) Se ajusta el número de átomos que intervienen y el número de cargas eléctricas. Para ello, se añaden moléculas de H2O por cada oxígeno que falta e iones H+ por cada hidrógeno. Las cargas se igualan sumando o restando electrones.

4) Se igualan los números de electrones en ambas semireaccionesmultiplicando cada una de ellas por el número correspondiente.

5) Simplificar.

6) Se suman ambas semireaccionesformando la reacción general.