OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.)

DEFINICION:“Carga eléctrica formal (no la real) que se le asigna a un átomo en un compuesto”.

La Oxidación es la combinación de una sustancia con oxígeno y la reducción es el proceso inverso, es decir, la pérdida de oxígeno de una sustancia. Ejemplo:

[pic 1]

Cada vez que existe una oxidación SIEMPRE ocurre una reducción, en este ejemplo vemos que el Fierro es la sustancia que se OXIDA, pero a la vez pasa a ser el AGENTE REDUCTOR (facilita la reducción del cobre). Análogo  es lo que ocurre con el Cobre, éste se REDUCE y pasa a convertirse en el AGENTE OXIDANTE (facilita la oxidación del fierro).

Principales estados de oxidación.

• Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.
• El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidos tiene E.O. = –2.
• 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, en especial tenemos el caso del grupo I – A y II- A que tienen E. O. +1 y +2 respectivamente.

Ejemplo:

1. CO2,  conocemos el E.O. del Oxígeno = -2, entonces podemos resolver una ecuación simple      1*X+2*-2=0 , donde

        2: Números de Oxígenos presentes

        1: Número  de Carbonos presentes

        -2: E.O. del Oxígeno

        X: E. O. del Carbono, que no conocemos

        0: Carga de la molécula completa

1. Calcular el E.O. del S en ZnSO4 , datos E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;

+2 + X + 4 (–2) = 0 resulta X=+6

Eléctricamente, podemos entender estas reacciones como transferencia de electrones, en que :

• Oxidación es la pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).
• Reducción ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).

Como mencionamos siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción y cada reacción de éstas se denomina semireacción. Para el ejemplo de Fe y Cu tenemos:

Semireacción de Oxidación [pic 2]

Semireacción de Reducción  [pic 3]

Ejemplo:

Para la reacción redox  Fe2O3 + 3 CO [pic 4] 2 Fe + 3 CO2 Indicar e. o. antes y después de la reacción, especie que se reduce y oxida; y agentes oxidantes y reductor

[pic 5]

 Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).Por ser la especie que se reduce es el Agente Oxidante.

Oxidación: El C aumenta su  E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e– con el O a compartir los 4 electrones). Por ser la especie que se Oxida es el Agente Reductor.

Semireacción de Oxidación    3e + Fe+3[pic 6] Fe 0[pic 7]

Semireacción de Reducción    C+2[pic 8] C +4 + 2e[pic 9]

Ejercicios:

I.- Determine el estado de oxidación de los átomos marcados en las siguientes moléculas:

a.-H2SO3        b.- MgCl2        c.-HNO2                d.-CO2                e.-AlCl3

f.-PbO2        g.-(HCO3)-        h.-(NO2) -                i.-(Cr2O7 )=                j.- (ClO4) -

Respuestas:  S=+4,  Mg=+2,  N= +3,  C= +4, Al= +3,  Pb= +4, C= +4,  N= +3, Cr= +6,  Cl= +3.

II.- Iguale la cantidad de electrones necesarios en las semireacciones indicando si son Oxidación o reducción

1. [pic 10]
2. [pic 11]
3. [pic 12]
4. [pic 13]
5. [pic 14]
6. [pic 15]
7. [pic 16]
8. [pic 17]
9. [pic 18]
10. [pic 19]
11. [pic 20]

III.-  En las siguientes reacciones identifique la especie que se oxida y reduce, agente oxidante y reductor. Escriba las semireacciones balanceando c/u de ellas de manera electrónica

1. [pic 21]
2. [pic 22]
3. [pic 23]
4. [pic 24]
5. [pic 25]
6. [pic 26]
7. [pic 27]
8. [pic 28]
9. [pic 29]

AJUSTE DE REACCIONES REDOX (MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN)

Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).

Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de e– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.

...