REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES Reacciones Redox

1
Oxidación
Fe O2 H2O ? FeO(OH) HO-
2
REACCIONES REDOX
REDUCCIÓN Disminución en la proporción de átomos
de oxígeno en un compuesto. CO2 H2 ? CO H2O

• OXIDACIÓN
• Incremento en la proporción de átomos de oxígeno
  en un compuesto.
• C O2 ? CO2

3
REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES
(Reacciones Redox)

• OXIDACIÓN Pérdida de electrones (o aumento en
  el número de oxidación)
• Cu ? Cu2 2e
• REDUCCIÓN Ganancia de electrones (o
  disminución en el número de oxidación)
• Ag 1e ?Ag
• Siempre que se produce una oxidación debe
  producirse simultáneamente una reducción.
• Cada una de estas reacciones se denomina
  hemirreacción.

4
Estado de oxidación (E.O.)(o número de
oxidación)

• Es la carga que tendría un átomo si todos sus
  enlaces fueran iónicos.
• En el caso de enlaces covalentes polares habría
  que suponer que la pareja de electrones
  compartidos están totalmente desplazados hacia el
  elemento más electronegativo.
• El E.O. no tiene porqué ser la carga real que
  tiene un átomo, aunque a veces coincide.

5
Asignación de estados de oxidación

• Un elemento no combinado con otros (en estado
  neutro) tienen E.O. 0.
• La suma de los E.O. de todos los átomos en una
  especie es igual a su carga total.

6
Asignación de estados de oxidación

• El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas
  tiene E.O. 2. Puede formar peróxidos (O22-),
  superóxidos (O2-) y ozónidos (O3-).
• El hidrógeno (H) tiene E.O. 1 en los hidruros
  metálicos y 1 en el resto de los casos que son
  la mayoría.
• Los metales formando parte de moléculas tienen
  E.O. positivos. Los elementos del grupo 1 y 2
  tienen E.O. 1 y 2 respectivamente.

7
Ejemplos

• El azufre (S) tiene E.O. 2, 4 y 6 según
  comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con
  un elemento más electronegativo (por ejemplo O).
  Si forma un sulfuro tiene E.O. -2.

• Calcular los E.O. del todos los átomos en
• ZnSO4 , SO2 , CO2 , HClO3 , Cr2O72-

8
Cu AgNO3

• Introducimos un electrodo de cobre en una
  disolución de AgNO3
• Espontáneamente el cobre se oxidará pasando a la
  disolución como Cu2 y la Ag de la misma se
  reducirá pasando a ser plata metálica
• Cu ? Cu2 2e (oxidación)
• Ag 1e ? Ag (reducción)

9
Zn Pb(NO3)2

• Introducimos una lámina de cinc en una disolución
  de Pb(NO3)2.
• La lámina de Zn se recubre de una capa de plomo
• Zn ?Zn2 2e (oxidación)
• Pb2 2e? Pb (reducción).

10
Ejemplo
Comprobar que la reacción de formación de
hierro Fe2O3 3 CO ? 2 Fe 3 CO2 es una
reacción redox. Indicar los E.O. de todos los
elementos antes y después de la reacción.
11
Agentes oxidantes y reductores
Haz lo que yo digo pero no lo que yo hago

• Agente oxidante
• Sustancia capaz de oxidar a otra. Se reduce.
• Agente reductor
• Sustancia capaz de reducir a otra. Se oxida.
• Ejemplo Zn 2 Ag ? Zn2 2 Ag
• Oxidación Zn (reductor) ? Zn2 2e
• Reducción Ag (oxidante) 1e ? Ag

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Ejemplos

• Formule, complete y ajuste las siguientes
  reacciones, justificando de que tipo son
• Cloruro de hidrógeno más amoniaco, para dar
  cloruro de amonio.
• Descomposición térmica del carbonato cálcico en
  óxido de calcio y dióxido de carbono.
• Cloro más sodio para dar cloruro de sodio.
• Ácido sulfúrico más zinc metal para dar sulfato
  de zinc e hidrógeno.

13
Ajuste de reacciones redox Método del
ion-electrón

• Conservación de la masa
• Conservación de la carga
• Hay que escribir las dos hemirreacciones que
  tienen lugar y después igualar el nº de e de
  ambas, para que al sumarlas los electrones
  desaparezcan.

14
Etapas en el ajuste redox

• Zn AgNO3 ? Zn(NO3)2 Ag
• Identificar los átomos que cambian su E.O.
• Escribir hemirreacciones con moléculas o iones
  que existan realmente en disolución ajustando el
  nº de átomos.
• Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar
  las dos hemirreacciones, éstos desaparezcan.
• Escribir la reacción química completa utilizando
  los coeficientes hallados y añadiendo las
  moléculas o iones que no intervienen directamente
  en la reacción redox.
• Comprobar que la reacción quede equilibrada.

15
Ajuste de reacciones en disolución acuosa ácida o
básica.

• Si hay iones poliatómicos con O, el ajuste se
  complica pues aparecen también H, OH y H2O.
• En medio ácido
• Los átomos de O que se pierdan en la reducción
  forman agua (los que se ganen en la oxidación
  provienen del agua). Los átomos de H provienen
  del ácido.
• En medio básico
• Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o
  pierdan en la reducción) provienen de los OH,
  necesitándose tantas moléculas de H2O como átomos
  de oxígeno se ganen o pierdan.

16
Ejemplo

• Ajuste redox en medio ácido
• KMnO4 H2SO4 KI ? MnSO4 I2 K2SO4 H2O
• Identificar los átomos que cambian su E.O.
• Escribir hemirreacciones con moléculas o iones
  que existan realmente. Completar con H y/o H2O.
• Ajustar el nº de electrones para que
  desaparezcan.
• Escribir la reacción química completa.
• Comprobar que la reacción quede equilibrada.

17
Ejemplo

• Ajuste redox en medio básico
• Cr2(SO4)3 KClO3 KOH ? K2CrO4 KCl K2SO4
  H2O
• Identificar los átomos que cambian su E.O.
• Escribir hemirreacciones con moléculas o iones
  que existan realmente. Completar con HO- y/o H2O.
• Ajustar el nº de electrones para que
  desaparezcan.
• Escribir la reacción química completa.
• Comprobar que la reacción quede equilibrada.

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Caso particular
La oxidación de tiosulfato (S2O32-) a
tetrationato (S4O62-) es más fácil de plantear
empezando con el balance de carga.
2 S2O32- ? S4O62- 2 e-
Ejercicio
19
Valoración o titulación redox

• Es similar a la valoración ácido base.
• Hay que determinar el número de moles de especie
  oxidante y reductora que reaccionan entre sí.
• El nº de moles de e? que pierde el oxidante es
  igual a los que gana el reductor.
• Se necesita conocer qué especies químicas son los
  productos y no sólo los reactivos.

20
Ejemplo

• Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO4
  acidulada con H2SO4 con 30 ml de KMnO4 0,25 M.
  Cuál será la concentración del FeSO4 si el
  MnO4 pasa a Mn2?
• Identificar los átomos que cambian su E.O.
• Escribir hemirreacciones con moléculas o iones
  que existan realmente. Completar con H y/o H2O.
• Ajustar el nº de electrones para que
  desaparezcan.
• Escribir la reacción química completa.
• Comprobar que la reacción quede equilibrada.
• Calcular los moles de MnO4-.
• Calcular los moles de Fe2 (según
  estequiometría)
• Calcular la concentración de la solución
  original de FeSO4

21
Equivalente Químicopara reacciones Redox
Peso Equivalente (Peq) de un elemento es la masa
del elemento capaz de combinarse con 8 g de
oxígeno o con 1g de hidrógeno o con un
equivalente de otro elemento.
Peq REDOX PM / n de electrones participantes
EQ (oxidante) EQ (reductor)

• Para saber cual es la masa equivalente, además de
  saber de qué sustancia se trata, es necesario
  conocer en qué sustancia se transforma
  (hemirreacción).

22
Ejemplo

• Calcular los pesos equivalentes del oxidante y
  del reductor de la reacción de FeSO4 acidulada
  con H2SO4 con KMnO4.
• Identificar los átomos que cambian su E.O.
• Escribir hemirreacciones con moléculas o iones
  que existan realmente. Completar con H y/o H2O.
• Calcular el PeqREDOX PM / n de electrones
  participantes.

23
Ejemplo

• Se hace reaccionar permanganato de potasio con
  ácido clorhídrico y se obtienen, entre otros
  productos, cloruro de manganeso (II) y cloro
  molecular. (a) Ajuste y complete la reacción. (b)
  Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del
  reductor. (c) Calcule el volumen de Cl2, medido
  en CNTP, a obtener a partir de 100 g de KMnO4 con
  exceso de HCl.
• Identificar los átomos que cambian su E.O.
• Escribir hemirreacciones con moléculas o iones
  que existan realmente. Completar con H y/o H2O.
• Ajustar el nº de electrones para que
  desaparezcan.
• Escribir la reacción química completa. OJO con
  el HCl
• Comprobar que la reacción quede equilibrada.
• Calcular el PeqREDOXPM/n de electrones
  participantes.
• Suponer al Cl2 como un gas ideal (1 mol ocupa
  22.4 l en CNTP)

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Tendencia a oxidarse o reducirse
Descripción cualitativa del poder reductor u
oxidante
MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE
MAYOR PODER REDUCTOR
XRED/XOX YRED/YOX ZRED/ZOX
MAYOR TENDENCIA A REDUCIRSE
MAYOR PODER OXIDANTE
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Ejemplo
En el laboratorio se realizaron los siguientes
reacciones A2 B ? B A3 A2 C2 ? no
reacciona A C2 ? C A2 Predecir que
ocurrirá con las siguientes mezclas A3 A ? B
C2 ? A C ? A3 C ? B A3 ?
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• Elegir el orden para la respuesta.
• Identificar las especies presentes
• A, A2, A3, B, B, C, C2
• Identificar la relaciones entre las especies
• A ? A2
• A2 ? A3
• B ? B
• C ? C2

MAYOR PODER REDUCTOR MAYOR TENDENCIA A
OXIDARSE Especie REDUCIDA
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• Empezar con las reacciones conocidas.
• A2 B ? B A3
• A2 puede reducir a B B lt A2
• A2 C2 ? no reacciona
• A2 NO puede reducir a C2 A2 lt C
• A C2 ? C A2
• A puede reducir a C2 C lt A

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• Analizar cada reacción usando el orden anterior
• A3 A ? 2 A2
• B C2 ? NO REACCIONA
• A C ? NO REACCIONA
• A3 C ? A2 C2
• B A3 ? NO REACCIONA