quimica

INFORME NUMERO N° 8
REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN
OBJETIVOS
Reconocer los estados de oxidación de los diferentes elementos que participan en una reacción redox.
Saber determinar el elemento que se oxida y el que se reduce, así como el agente reductor y oxidante.

FUNDAMENTOS TEORICOS
Reacciones de Oxido − Reducción o Redox.- Son reacciones que implican cambios en los estados deoxidación de los elementos, debido a procesos de transferencia de electrones. Las reacciones, vistas anteriormente, de sustitución así como las de combinación y descomposición, en las que participan elementos libres, como reactivos o productos, siempre son reacciones redox; mientras que, las reacciones de metátesis nunca son redox.
En toda reacción de óxido − reducción o redox ocurren,simultáneamente, un proceso de oxidación (aumento del número de oxidación) y un proceso de reducción (disminución del número de oxidación). Un elemento se oxida, si aumenta su número de oxidación (dona electrones); y un elemento se reduce, si su número de oxidación disminuye (acepta electrones).

Número de Oxidación o Estado de Oxidación.
Se refiere al número de cargas que tendría un átomo en una molécula oen un compuesto iónico, si los electrones fueran transferidos completamente. A continuación, se dan algunas reglas, las cuales ayudaran en la asignación de los números de oxidación de los elementos en un compuesto.
1. En los elementos libres (en estado no combinado), cada átomo tiene número de oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, O2, P4, S8, etc. tiene el mismo número deoxidación, cero.
2. Para los iones, compuestos de un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del ion. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1 y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio siempre tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos.
3. El número de oxidación del oxígeno en la mayoríade los compuestos es −2, pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2) y en el ion peróxido (O2−2) su número de oxidación es −1.
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado con metales en compuestos binarios (hidruros metálicos), en estos compuestos su número de oxidación es −1.
5. El Flúor tiene un número de oxidación de −1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos(Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se presentan como iones haluro en los compuestos. Cuando se combinan con el oxígeno (oxácidos y oxoaniones), tiene números de oxidación positivos.
6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomosdebe ser cero. En un ion poli atómico, la suma de los números de oxidación de todos sus elementos debe igualarla carga neta del ion.
7. Para asignar el número de oxidación al carbono, en las moléculas orgánicas, sesigue las siguientes reglas:
El número de oxidación del C varía en −1 por cada enlace que presenta con elátomo de H.
El número de oxidación del C varía en +1 por cada enlace que presenta con unátomo más electronegativo que él.
Los dobles y triples enlaces con un heteroátomo, se cuentancomo +2 y +3, respectivamente.
Los enlaces existentes entre átomos de C, no se tienen en cuenta al determinarel número de oxidación.
El número de oxidación total de la molécula, es la suma de los números deoxidación de los C.
Balanceo de Ecuaciones Redox.
Método del cambio del Número de Oxidación:
El método del cambio del número de oxidación se basa en el incremento total y disminucióntotal igual de números de oxidación, es decir, en el cambio del número de oxidación de las especies que reaccionan. Las siguientes reglas ayudaran a aplicar este método, en el balanceo de las ecuaciones redox.
1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen en la reacción redox.
2. Identificar los elementos que cambian su estado de oxidación. Escribir las...