Equilibrios Redox

EQUILIBRIOS REDOX

CURSO 2011-12

QUÍMICA
2º BACHILLERATO NOCTURNO

QUÍMICA 2º BACHILLERATO NOCTURNO EQUILIBRIOS REDOX

EQUILIBRIOS REDOX
CONCEPTO DE OXIDACIÓN–REDUCCIÓN En un principio se definió la oxidación como el proceso donde tiene lugar una fijación de oxígeno y la reducción como el proceso contrario, en el que se produce una pérdida de oxígeno. De este modo: C + O2 → CO2(Oxidación) CuO + H2 → Cu + H2O (Reducción). Oxidante es la sustancia que cede oxígeno y reductor es la que lo capta. Sin embargo, hay reacciones como: 2 FeCl2 + Cl2 → 2 FeCl3 y Mg (s) + F2 (g) → MgF2 (s) donde no interviene el oxígeno y que, no obstante, dadas sus características, deben incluirse dentro del grupo de las reacciones redox, por lo que se hace necesario ampliar los conceptos y emplearahora el concepto electrónico. Así pues, se define la oxidación como el fenómeno por el cual una especie química pierde electrones. La reducción será el proceso contrario, mediante el que tiene lugar una ganancia de electrones. Oxidante es la sustancia que tiene tendencia a ganar electrones, es decir, a reducirse. Reductor es la sustancia que tiende a ceder electrones, o sea, a oxidarse. En el ejemploprimero Cl2 es el oxidante y FeCl2 (concretamente el catión Fe+2) es el reductor, porque cada átomo de cloro capta un electrón y se transforma en ión cloruro y el catión ferroso pierde un electrón convirtiéndose en catión férrico. Además, es posible describir la reacción total como suma de dos semirreacciones simultáneas. Para el segundo ejemplo: Mg – 2e → Mg2+ (semirreacción de oxidación) F2 +2e → 2 F– (semirreacción de reducción) EQUILIBRIOS DE OXIDACIÓN–REDUCCIÓN. PARES REDOX Estos equilibrios son los que se producen entre especies químicas cuando hay una transferencia de electrones. En definitiva, se pueden definir las reacciones redox como los procesos químicos en los que tiene lugar alguna variación en el número de oxidación de los elementos. Por ejemplo, en la reacción H2 + Cl2 →2 HCl, el H pasa de estado de oxidación 0 a +1 y el Cl de estado 0 a –1. Para que exista una oxidación ha de producirse una reducción y viceversa. Por tanto, son procesos simultáneos. Podemos generalizar los equilibrios redox de este modo: Oxidante–1 + Reductor–2 ⇌ Reductor–1 + Oxidante–2. Cu2+ + Zn ⇌ Cu + Zn2+ Ox–1 Red–2 Red–1 Ox–2 2+/Cu constituyen un par redox y Zn2+/Zn otro. Los pares estánformados Cu por las especies oxidada y reducida de una sustancia química. Igual que en las
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Por ejemplo:

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reacciones ácido–base, si un oxidante es fuerte su reductor conjugado es débil y si un reductor es fuerte, su oxidante conjugado es débil. NÚMERO DE OXIDACIÓN Número de oxidación o estado de oxidación es lacarga eléctrica formal (teórica) asignada a un átomo en un compuesto determinado. Las reglas para calcular el número de oxidación son las siguientes: 1o) En especies monoatómicas el número de oxidación coincide con la carga eléctrica real. 2o) Para elementos en estado libre es 0. 3o) Para el hidrógeno es siempre +1, excepto en los hidruros donde es –1. 4o) Para el oxígeno es –2, excepto en losperóxidos donde es –1. 5o) Para los alcalinos es siempre +1 y para los alcalinotérreos, +2. 6o) En los halogenuros el halógeno siempre posee un número de oxidación igual a –1. 7o) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de una especie química ha de ser igual a su carga real neta. Para una molécula, ésta será 0. La siguiente tabla aclara el empleo de dichas reglas: Especiequímica Átomo Número de oxidación Cl– S= N2 KMnO4 BrO3– FeCl3 PtBr2 ClO4– Mg(IO2)2 Cl S N Mn Br Fe Pt Cl I –1 –2 0 +7 +5 +3 +2 +7 +3

EJEMPLO 1. Señalar cuál o cuáles de las semirreacciones siguientes corresponden a una oxidación y cuál o cuáles a una reducción: a) ClO2– → Cl–; b) Fe2+ → Fe3+; c) S → SO42– Solución: a, b y c) Cuando el número de oxidación aumenta se produce la oxidación, y eso le...