oxido reduccion

U.E.P. JUANA DE ARCODEPARTAMENTO DE BIOLOGIA Y QUIMICA

CATEDRA DE QUIMICAOXIDO REDUCCION

1º Cs

APELLIDOS NOMBRES:___________________________________________

Oxido-reducción: Son las reacciones químicas que corresponden a la acción de un cuerpo oxidante sobre un cuerpo reductor, produciendo:

1.- la reducción del elemento oxidante. 2.- la oxidación del elemento reductor.

Vamos a explicarlo de la siguiente manera:

OXIDANTE Y REDUCTOR

Fíjense en lo siguiente:

- Se tiene una solución de iones Cu2+ la cual siempre es azul.

Si a esta solución se le agregan limaduras de hierro (Fe).

1) el color azul va a desaparecer:

Ya que los iones Cu2+ reaccionaron con el hierro.

2) Por otra parte, en la misma solución también se formaran iones Fe2+ ya que se formara un precipitado verdoso. 3) El hierro quedara cubierto por una capa roja. Ya que se formo cobre metálico.

Ahora la ecuación balanceada es la siguiente:

Fe + Cu2+ Fe2++ Cu

Y se explica de la siguiente manera:

El hierro se oxido por los iones Cu2+ es decir perdió 2 electrones.

Los iones Cu2+ se redujeron por el hierro es decir gano 2 electrones.

La reacción anterior es una reacción de oxidación-reducción (o reacción redox) en la que:

a) El hierro es el agente reductor al oxidarse por perder 2 electrones y tender a lo positivo.b) El cobre es el agente oxidante al reducirse por ganar 2 electrones y tender a lo negativo.

Las dos semirreacciones son las siguientes:

Ecuación de oxidación: Fe0 - 2e- → Fe2+

Ecuación de reducción: Cu2+ + 2e- → Cu0

Por lo que se puede deducir que:

Oxidación: la perdida de electrones (CARGAS NEGATIVAS) por parte de una especie y Reducción: la ganancia de los mismos.

- 0 + Reducción oxidación

En el caso anterior:

Los iones Cu2+ es el oxidante porque capto uno o varios electrones. el hierro es el reductor ya que cedió los electrones.Si se designa el oxidante por Ox, el reductor por Red y el número de electrones implicados por n, las semirreacciones pueden escribirse del modo siguiente:

PAR REDOX

Se define como “par redox” y se designa por Ox/Red cuando a un elemento oxidante se le puede asociar con un elemento reductor del mismo tipo, y viceversa

Una reacción de oxido-reducción es un intercambio de electrones entre el oxidante de un par redox y el reductor de otro par.

Se puede observar que este tipo de reacción es igual a las reacciones ácido-base, que corresponden a un intercambio de protones entre la base de un par ácido-base y el ácido de otro par.

Ahora bien, consideremos dos pares redox designados como Ox1/Red1 y Ox2/Red2.

El oxidante Ox1 reacciona con el reductor Red2, produciendo las dos semirreacciones siguientes:

Ox1 + n1 e- Red1

Red2 Ox2 + n2 e- Las cuales se van a multiplicar de la siguiente manera:

N2 (Ox1 + n1e- Red1)

N1 (Red2 Ox2 + n2e-)

Es decir Se ha multiplicado la primera ecuación por n2 y la segunda por n1 para que el número

de electrones intercambiados en ambas semirreacciones sea el mismo.

ReducciónOx + ne- Red Oxidación

Para dar el siguiente balance final:

n2Ox1 + n1Red2 n2Red1 + n1Ox2

NÚMERO O ESTADO DE OXIDACIÓN

En la medida en que cada especie puede existir en una forma más o menos oxidada, es posible definir un ‘número de oxidación’ para caracterizar la forma que se está considerando.Cuanto más elevado es el número, más oxidada está la forma.

En los cuerpos simples, ó en estado libre el número de oxidación corresponde a la carga del elemento químico.

Por lo tanto, el hierro puede estar:

a) En su forma reducida, donde el hierro metálico se presenta con numero de oxidación 0

b) En sus dos formas oxidadas, donde:

1.- Los iones Fe2+ se presentan con número de oxidación II.

2.- Los iones Fe3+ se presentan con número de oxidación III.

En otros casos, el número de oxidación está ligado a la valencia del elemento químico considerado.

Cuando un elemento se oxida, aumenta su número de oxidación. cuando un elemento se reduce, disminuye su número de oxidación. Por lo tanto:

1) un oxidante es un compuesto cuyo número de oxidación puede disminuir, 2) un reductor es una sustancia cuyo número de oxidación puede aumentar.

PASOS PARA RESOLVER PROBLEMAS DE OXIDO REDUCCIÓN

APARTE DE LO ANTERIOR TENGA EN CUENTA LO SIGUIENTE:

1) Todo elemento en estado libre tendrá numero ó estado de oxidación cero (0).2) Los oxígenos (O) tendrán estado de oxidación menos dos (-2).3) Los hidrógenos (H) tendrán estado de oxidación mas uno (+1).

4) Al balancear “SIEMPRE” se debe utilizar el siguiente orden:1°) Se balancean los metales2°) Se balancean los no-metales3°) Se balancean los hidrógenos4°) Se balancean los oxígenos

Nota 1: La sumatoria de los estados de oxidación de toda molécula debe dar cero (0) si no es así estamos en presencia de un Ion ó radicalEjemplo:H2SO4 = 0 ¿porque?

Fíjense en lo siguiente:En la molécula anterior hay:2 átomos de H y su estado de oxidación es +11 átomo de S y su estado de oxidación es?4 átomos de O y su estado de oxidación es –2

Por lo tanto:

Para el H = 2 x (+1) = +2Para el S = 1 x (?) = X (+2) + X (-8) = 0 X = +6 Para el O = 4 x (-2) = -8

Pues bien, “ +6 “ es una de las valencias con la cual trabaja el Azufre (S) (dado en el capitulo de nomenclatura I.U.P.A.C.)

LOS SIGUIENTES SON LOS PASOS PARA EL BALANCEO DE OXIDO

REDUCCIÓN AUNQUE SIN LO ANTERIOR NO TENDRÍA SENTIDO CONOCERLOS

Paso 1: Se ubican los elementos que se oxidan y se reducen al colocarles sus estados de oxidación.

Paso 2: Se coloca la reacción completa señalando: a) Los estados de oxidación.b) Los elementos han sufrido cambios.

Paso 3: Se coloca una reacción parcial indicando los elementos que han sufrido cambios:

Paso 4: a) Se colocan las ecuaciones parciales de los agentes oxidantes y reductor, agregando a cada miembro de la ecuación los electrones perdidos o ganados.b) Se balancean:1) Los hidrógenos presentes en forma de (H+). Cuando se trabaja en medio acido 2) Los oxígenos presentes en forma de (H2O).

3) Los oxidrilos presentes en forma de (OH-) Cuando se trabaja en medio Básico 4) Las oxígenos presentes en forma de (H2O).

Nota 2: Cuando la cantidad de electrones no es la misma, los electrones de una ecuación se multiplicaran por la otra ecuación, por otra parte:Siempre se buscara simplificar la cantidad de electrones, es decir.Si la ecuación (a) tiene 4e- y la ecuación (b) tiene 2e-

En vez de multiplicar 2 por la ecuación (a) y 4 por la ecuación (b) se multiplicara 1 por la ecuación (a) y 2 por la ecuación (b)

Paso 5: Se suman las dos semireacciones:

Paso 6: Se sustituyen los valores obtenidos en la sumatoria por los de la ecuación inicial:

Nota 3: En algunos casos suele suceder lo siguiente:Cuando un átomo cualquiera esta en estado molecular, y ha perdido o ganado un solo electrón el componente que esta al otro lado de la ecuación se multiplicara por dos (2) por consiguiente el electrón también se multiplicara por dos.

Ejemplo:

Cl-1 -1e- Cl20

En este caso el cloro perdió un electrón es decir paso de –1 a 0, pero al balancear queda:

2(Cl-1) -2e- Cl20

Nota 4: Para comprobar el balanceo del paso 6 en estricto orden realice lo siguiente:

1° Los metales2° Los no-metales3° Los hidrógenos4° Los oxígenos

EN MEDIO ACIDO

Problema 1

Balancear la siguiente ecuación:

HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + H2O


- 0 +

Reducción oxidación


H+1 Cl-1 + Mn+4 O2-4 Mn+2 Cl2-2 + Cl20 + H2

+2 O-2

Reduce pasa de +4 a +2 = +2e-

Oxida pasa de –1 a 0 = -1e-


MnO2 + Cl- + H+ Mn+2 + Cl20 + H2O

Paso 4: Se colocan las ecuaciones parciales de los agentes oxidantes y reductor, agregando a cada miembro de la ecuación los electrones perdidos o ganados y balanceando a su vez:a) Los hidrógenos presentes en forma de (H).b) Los oxígenos presentes en forma de (H2O).

Mn+4O2 + 4H + 2e- Mn+2 + 2H2O2Cl- - 2e- Cl20

Paso 5: Se suman las dos semi-reacciones:

Mn+4O2 + 4H + 2e- Mn+2 + 2H2O 2Cl- - 2e- Cl20

MnO2 + 2Cl- + 4H+ Mn+2 + Cl20 + 2H2O


Problema 2

Balancee la siguiente ecuación:

HNO3 + H2S NO + S + H2O

Paso 1: Se ubican los elementos que se oxidan y se reducen al colocarles sus estados de oxidación. - 0 +



4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O

H+1 N+5 O3-6 + H2

+2 S-2 N+2 O-2 + S0 + H2

+2 O-2

-

Reduce pasa de +5 a +2 = +3e

Oxida pasa de –2 a 0 = -2e-


NO3- + S-2 + H+ NO + S0 + H2O


NO3- + 4H+ + 3e- NO + 2H2O

S-2 - 2e- S0

Ver Nota 2 2 (NO3 + 4H+ + 3e- NO + 2H2O) 3 (S-2 - 2e- S0)

2NO3 + 8H+ + 6e- 2NO + 4H2O 3S-2 - 6e- 3S0

Paso 5: Se suman las dos semireacciones:

2NO3 + 8H+ + 6e- 2NO + 4H2O 3S-2 - 6e- 3S0

2NO3 + 8H+ + 3S 3S0 + 2NO + 4H2O


Problema 3

2HNO3 + 3H2S 2NO + 3S + 4H2O


K2Cr2O7 + HCl KCL + CrCl3 + H2O + Cl2


- 0 +



K2+2

Cr2+12

O7-14 + H+1 Cl-1 K+1 Cl-1 + Cr+3 Cl3-3

+ H2+2

O-2 + Cl20

Se reduce pasa de +6 a +3 = +3e-

Se oxida pasa de –1 a 0 = -1e-


Cr2O7-2 + Cl- + H+ Cr+3 + Cl20 + H2O


Cr2O7-2 + 14H+ + 6e- 2Cr+3 + 7H2O

2Cl- - 2e- Cl20

Ver Nota 2

1 ( Cr2O7-2 + 14H+ + 6e- 2Cr+3 + 7H2O )

3 ( 2Cl- - 2e- Cl20 )

Cr2O7-2 + 14H+ + 6e- 2Cr+3 + 7H2O

6Cl- - 6e- 3Cl20


Cr2O7-2 + 14H+ + 6e- 2Cr+3 + 7H2O

6Cl- - 6e- 3Cl20

Cr2O7-2 + 14H+ + 6Cl- 2Cr+3 + 3Cl20 + 7H2O


Problema 4


HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + NO2 + H2O



H+1N+5O3-6 + Cu0 Cu+2(N+10O3

-12)2 + N+4O2-4 + H2

+2O-2

Oxido paso de 0 a +2 = -2 e-

Redujo paso de +5 a +4 = +1e-


K2Cr2O7 + 14HCl 2KCL + 2CrCl3 + 7H2O + 3Cl2

- 0 +

Reducción Oxidacion

NO3- + Cu0 + H+ Cu+2 + NO2 + H2O

Paso 4: Se colocan las ecuaciones parciales de los agentes oxidantes y reductor, agregando a cada miembro de la ecuación los electrones perdidos o ganados y balanceando a su vez:a) Los hidrógenos presentes en forma de (H).b) Los oxígenos presentes en forma de (H2O). Porque estamos en medio acido

NO3- + H+ + 1e- NO2 + H2O

Cu0 - 2e- Cu+2

Ver Nota 2

2 ( NO3- + 2H+ + 1e- NO2 + H2O )

1 ( Cu0 - 2e- Cu+2 )

2NO3- + 4H+ + 2e- 2NO2 + 2H2O

Cu0 - 2e- Cu+2


2NO3- + 4H+ + 2e- 2NO2 + 2H2O

Cu - 2e- Cu+2

2NO3- + Cu + 4H+ 2NO2 + Cu+2 + 2H2O


EN MEDIO BASICO

Problema 1

Balancee La siguiente ecuación:

N2O3 + NaOH + NaClO NaNO3 + NaCl + H2O

4HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O



N2+3 O 3

-2 + NaOH + Na+1Cl+1O-1 Na+1N+5O3-6 + Na+1Cl-1 + H2

+2º-2

Se oxido paso de +3 a +5 = -2e-

Se redujo paso de +1 a -1

Nota: En el caso sub-rayado se trabajo con la valencia del nitrógeno que es tres y no con la multiplicación ya que daría seis por lo que entonces los dos elementos se reducirían.(Si usted no lo entiende yo tampoco pero pregúnteselo al tipo que el se lo podrá explicar)(Es mas yo usted le preguntaría sobre todo el tema ya que el solo nació para explicarles a ustedes ; para mas nada vino el al mundo)


N2O3 + Cl+1 + OH- NO3-1 + Cl-1 + H2O

Paso 4: a) Se colocan las ecuaciones parciales de los agentes oxidantes y reductor, agregando a cada miembro de la ecuación los electrones perdidos o ganados.b) Se balancean:

3) Los oxidrilos presentes en forma de (OH-)4) Las oxígenos presentes en forma de (H2O). Cuando se trabaja en medio Básico N2O3 + 6OH - 4e- 2NO3 + 3H2O Cl+1 + 2H2O + 2e- Cl-1 + 4OH-

Ver Nota 2 1 ( N2O3 + 6OH - 4e- 2NO3 + 3H2O ) 2 ( Cl+1 + 2H2O + 2e- Cl-1 + 4OH- )

N2O3 + 6OH - 4e- 2NO3 + 3H2O 2Cl+1 + 4H2O + 4e- 2Cl-1 + 8OH


- 0 +


N2O3 + 6OH - 4e- 2NO3 + 3H2O

2Cl+1 + 4H2O + 4e- 2Cl-1 + 8OH-

N2O3 + 2OH + 2Cl 2NO3 + 2Cl + H2O


Problema 2


MnO4- + I- + H2O MnO2 + I2

0 + OH-



Mn+7O4-8 + I-1 + H2O Mn+4O2

-4 + I20 + OH-

Se oxido paso de –1 a 0 = -1e-

Se redujo paso de +7 a +4 = +3e-


MnO4- + I- + H2O MnO2 + I2

0 + OH-

Paso 4:

N2O3 + 2NaOH + 2NaClO 2NaNO3 + 2NaCl + H2O

- 0 +


a) Se colocan las ecuaciones parciales de los agentes oxidantes y reductor, agregando a cada miembro de la ecuación los electrones perdidos o ganados.b) Se balancean:

3) Los oxidrilos presentes en forma de (OH-)4) Las oxígenos presentes en forma de (H2O). Cuando se trabaja en medio Básico MnO4 + 2H2O + 3e- MnO2 + 4OH- 2I - 2e- I2

Ver Nota 2 2 ( MnO4 + 2H2O + 3e- MnO2 + 4OH- ) 3 ( 2I - 2e- I2 )

2MnO4 + 4H2O + 6e- 2MnO2 + 8OH- 6I - 6e- 3I2


2MnO4 + 4H2O + 6e- 2MnO2 + 8OH- 6I - 6e- 3I2

2MnO4 + 6I + 4H2O 2MnO2 + 3I2 + 8OH-


Problema 3

Balancee La siguiente ecuación:

ClO3-1 + I-1 + H2O Cl-1 + I2

0 + OH-


Paso 2: Se coloca la reacción completa señalando: a) Los estados de oxidación.

2MnO4 + 6I + 4H2O 2MnO2 + 3I2 + 8OH-

- 0 +


b) Los elementos han sufrido cambios.

Cl+5O3

-6 + I-1 + H2O Cl-1 + I20 + OH-

Se oxido paso de –1 a 0 = -1e-

Se redujo paso de +5 a -1 = +6e-

Paso 3: Se coloca una reacción parcial indicando los elementos que han sufrido cambios: ClO3

-1 + I-1 + H2O Cl-1 + I20 + OH-

Paso 4: a) Se colocan las ecuaciones parciales de los agentes oxidantes y reductor, agregando a cada miembro de la ecuación los electrones perdidos o ganados.b) Se balancean:

3) Los oxidrilos presentes en forma de (OH-)4) Las oxígenos presentes en forma de (H2O). Cuando se trabaja en medio Básico ClO3 + 3H2O + 6e- Cl- + 6OH-

2I - 2e- I2

Ver Nota 2

1 ( ClO3 + 3H2O + 6e- Cl- + 6OH- ) 3 ( 2I - 2e- I2 )

ClO3 + 3H2O + 6e- Cl- + 6OH-

6I - 6e- 3I2


ClO3 + 3H2O + 6e- Cl + 6OH 6I - 6e- 3I2

ClO3 + 6I + 3H2O Cl + 3I2 + 6OH


U.E.P. JUANA DE ARCODEPARTAMENTO DE BIOLOGIA Y QUIMICA

CATEDRA DE QUIMICA

ClO3 + 6I + 3H2O Cl + 3I2 + 6OH

OXIDO REDUCCION1º Cs

FECHA:__________________________________________________________APELLIDOS NOMBRES:____________________________________________

Responda lo siguiente:

Agente Oxidante Agente ReductorOxidacionReducciónExplique porque?El elemento reductor es el que se oxidaEl elemento oxidado es el que se reduce

Explique con sus palabras la nota N° 2

Conociendo las siguientes valencias:Potasio = 1Manganeso = 2,3,6,7Oxigeno = -2Hidrógeno = +1Plata = +1Azufre = 2,4,6Nitrógeno = 3,5Cloro = 1,3,5,7

Explique el estado de oxidacion de:

1) KMnO4 6) Cloruro de Sodio2) H2SO4 7) Acido Nitrico3) MnO4

-1 8) Ion sulfato4) AgNO3 9) Ion Manganito5) ClO3

-1 10) Nitrato de potasio

Indique y explique los pasos para balancear una ecuación por oxido reducción en las siguientes ecuaciones

1) MnO4- + SnO2

-2 MnO2 + SnO3-2

2) MnO4- + AsO3

-2 MnO2 + AsO4-2 + OH-

oxido reduccion

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