Guia Redox

REPASO DE LAUNIDAD DE OXIDO~REDUCCI[ON.
REACCIONES REDOX NM4.

Profesor de Química: Tomás Ramos Jiménez


Nombre del alumno(a)……………………………………………Curso…………Fecha………


REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES .(Reacciones Redox).

El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno.

Igualmente, se utilizó el término deREDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.

Estado de oxidación (E.O.)
“Es la carga que tiene un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos”.
En el caso de enlaces covalentes polares hay que suponer que el par de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.
El E.O. no necesariamente es la carga real que tiene un átomo,aunque a veces coincide.

Principales estados de oxidación.
Todos los elementos neutros tienen E.O. = 0.
El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.
El hidrógeno (H) tiene E.O. = +1, excepto en los hidruros metálicos (E:O: = -1).
Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.

Cálculo de estado de oxidación (E.O.).
La suma de los E.O. de unamolécula neutra es siempre 0.

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 el E.O. es igual a su carga.

Ejemplos de cálculo de 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 parasaber cuales son los 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 de oxidación).
Ejemplo: Cu ( Cu2+ + 2e–

REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).
Ejemplo: Ag+ + 1e– (Ag
Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.
Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

Ejemplo: Cu +AgNO3

Introducimos un electrodo de cobre en unadisolución de AgNO3,
De manera espontánea el cobre se oxida pasando a la disolución como Cu2+.
Mientras que la Ag+ de la misma forma se reduce 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 fósforo encendido.

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 elementosantes y después de la reacción
Fe2O3 + 3 CO ( 2 Fe + 3 CO2
E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2
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 reductoresAGENTE OXIDANTE: El la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.

AGENTE REDUCTOR: El la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.

Ejemplo: Zn + 2Ag+ ( Zn2+ + 2Ag

Oxidación: Zn (reductor) ( Zn2+ + 2e–

Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– ( Ag

Ejercicio 1: Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de que tipo...