3_equilibrio_Redox_acortado

REACCIONES DE
TRANSFERENCIA DE
ELECTRONES
(Reacciones Redox)

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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.


OO Estado de oxidación (E.O.)
S
S
A
A
PP
E
(También número de oxidación).
RRE
“Es la carga quetendría 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.


OO
Principales
estados
de
S
S
AA
P
P
E
E
oxidación.
RR
 Todos los elementos enestado neutro tienen
E.O. = 0.
 El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales
oxácidas 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.

OO
S
S
Cálculo
de
A
A
PP
E
RRE estado de oxidación (E.O.).

La suma de los E.O. de una molécula neutra
es siempre 0.
Ejemplo:
Ejemplo Calcular el E.O. del S en ZnSO4
E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0  E.O.(S) = +6
 Si se trata de un ion monoatómico es igual
a su carga.


OO Ejemplos de cálculo de
S
S
A
A
PP
E
RRE estados de oxidación (E.O.).




CO2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos
átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4e – ,
pero para saber cuales sonlos E.O. hay que suponer que el
C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que
tendría el C sería “+4” y la del O “–2”  E.O. (C) = +4;
E.O. (O) = –2.
El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta
2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más
electronegativo (por ejemplo O).

Definición actual
OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número deoxidación).
 Ejemplo:
Ejemplo Cu  Cu2+ + 2e–
 REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
 Ejemplo:
Ejemplo Ag+ + 1e– Ag
 Siempre que se produce una oxidación debe producirse
simultáneamente una reducción.
reducción
 Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.
semirreacción


Ejemplo: Cu +AgNO3


Introducimos un electrodo de cobre
en una disolución deAgNO3,



De manera espontánea el cobre se
oxidará pasando a la disolución
como Cu2+.
Mientras que la Ag+ de la misma se
reducirá pasando a ser plata
metálica:
a) Cu  Cu2+ + 2e– (oxidación)
b) Ag+ + 1e–  Ag (reducción).






Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2


Al introducir una lámina de cinc
en una disolución de Pb(NO3)2.



La lámina de Zn se recubre de
una capa de plomo:
a) Zn Zn2+ + 2e–(oxidación)
b) Pb2+ + 2e– Pb (reducción).




Ejemplo: Zn + HCl(aq)


Al añadir HCl(ac)
sobre Zn(s) se produce
ZnCl2 y se desprende
H2(g) que, al ser un
gas inflamable,
produce una pequeña
explosión al acercarle
un cerilla encendida.

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
Fe2O3 + 3 CO  2Fe + 3 CO2
elementos antes y después de la reacción
E.O.:
+3 –2
+2 –2
0
+4 –2
Reducción:
Reducción El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0”
luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3
electrones).
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).

Oxidantes y reductores
OXIDANTES: El la sustancia capaz de oxidara
otra, con lo que ésta se reduce.
 REDUCTORES: El la sustancia capaz de
reducir a otra, con lo que ésta se oxida.
 Ejemplo:

Zn + 2Ag+  Zn2+ + 2Ag
 Oxidación:
Oxidación Zn (reductor)  Zn2+ + 2e–
 Reducción:
Reducción Ag+ (oxidante) + 1e–  Ag


Ejercicio A: Formule, complete y ajuste las
siguientes reacciones, justificando de que tipo son: a) Cloruro
de hidrógeno más amoniaco.
b)...