Chemistry

Química Básica

OXIDACIÓN – REDUCCIÓN
Introducción Las reacciones de oxidación – reducción son reacciones que envuelven transferencia de electrones de una especie a otra. La definición más amplia de una reacción de oxidación – reducción se basa en el concepto de un número de oxidación. Estos números permiten llevar una contabilidad de los electrones en una reacción. Las reacciones de oxidación– reducción llamadas reacciones Redox deben cumplir con la ley de Conservación de masa y la ley de Conservación de carga por lo tanto necesitan balancearse. Algunas reacciones sencillas se balancean por inspección y otras más complejas por el método de medias reacciones. Unas de las aplicaciones de las reacciones Redox es en la electroquímica. La electroquímica es el área de la química queestudia los cambios químicos producidos por la corriente y la producción de la electricidad mediante reacciones químicas.

Oxidación y Reducción I. Número de Oxidación El número de oxidación se define como la carga actual de un átomo si existe como ión monoatómico o una carga hipotética asignada a un átomo en una sustancia por reglas simples. A. Reglas para asignar números de oxidación 1. El número deoxidación de un átomo en un elemento puro es cero. Ej. O2 (g), Ca (s), Br2 (l) 12. El número de oxidación de un ion monoatómico será igual a la carga del ion. Ej. Fe2+ No. oxidación = +2

Química Básica Mn+ No. oxidación = +1 13. El número de oxidación para algunos elementos representativos es el mismo en todos sus compuestos. Ej. Grupo IA No. oxidación = +1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) Grupo IIANo. oxidación = +2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) Grupo IIIA No. oxidación = +3 (B, Al, Ga, In, Tl) 14. El número de oxidación de oxígeno es -2. Excepto en los peróxidos donde el número de oxidación es -1. Ej. H2O2 (peróxido de hidrógeno) # oxidación O = -1 15. El número de oxidación de hidrogeno es +1. Excepto en los compuestos binarios con metales donde el número de oxidación es -1. Ej. CaH2, AlH3, NaH# oxidación H = -1

16. El número de oxidación de Flúor es -1 en todos sus compuestos, excepto cuando está con oxigeno (OF2) donde el no. oxidación es +1. Aplica para todos los elementos del grupo VIIA. 1 Si al aplicar las reglas del 1 - 6 quedan dos átomos sin asignarle número de oxidación podemos aplicar la regla 7.

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17. Asignar al elemento más electronegativo de los dosel no. oxidación más bajo posible. Este número se determina restando 8 al número del grupo. 1 Si queda solo un elemento aplicamos regla 8. 18. La suma algebraica de los números de oxidación en una especie química es igual a la carga de la especie. 2 0a. si la especie es un neutral, la suma es (0). 1b. si la especie es un ion poliatómico, la suma es igual a la carga del ion. Ejemplo: Asigne númerode oxidación para los átomos en: 1a. PCl3 2b. ClO3Solución 1a. PCl3 Al aplicar las reglas 1- 6 no podemos asignar números de oxidación a los átomos. Por lo tanto aplicamos la regla 7 y luego la regla 8. Aplicando la regla 7: el elemento más electronegativo es Cl por lo tanto el número de oxidación es = # grupo - 8 = 7 – 8 = -1 Para determinar el número de oxidación de P, utilizamos expresiónalgebraica (regla 8) (x) + 3 (-1) = 0 especie neutral x + -3 = 0 x = + 3 => Número de oxidación P. 1b. ClO3No. de oxidación 0 = -2 (regla 4) Para Cl => (regla 8) Cl O3-2 x -1 x + 3 (-2) = -1 => ión poliatómico x + -6 = -1 x = -1 + 6 x = +5 => número de oxidación Cl

II. Reacciones de oxidación – reducción

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Estas reacciones envuelven la transferencia de electrones. Donde en elproceso de oxidación ocurre la pérdida de electrones y en la reducción ganancia de electrones. Consideremos la siguiente reacción: Fe2+ + MnO4- Fe3+ + Mn2+ En esta reacción Redox se presentan dos procesos donde podemos dividirla en dos ecuaciones medias: 1. Fe2+ → Fe3+ representa oxidación ya que el número de oxidación de Fe aumenta lo que significa que pierde electrones. 2. MnO4- → Mn2+ representa...