Quimica

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REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN Y
ELECTROQUÍMICA
¿Qué tienen en común un incendio forestal, la oxidación del acero, la combustión en los
vehículos y el metabolismo de los alimentos en el cuerpo humano? Todos estos importantes
procesos son reacciones de óxido-reducción. De hecho prácticamente todos los procesos que proporcionan
energía para calentar casas, dar potencia a los vehículos ypermiten que las personas
trabajen y jueguen dependen de reacciones de óxido-reducción. Cada vez que se enciende un
automóvil o una calculadora, se mira un reloj digital o se escucha radio en la playa, se depende
de una reacción de óxido-reducción que da potencia a las baterías que usan estos dispositivos.
1. Reacciones de óxido-reducción
OBJETIVO: Caracterizar las reacciones de óxido-reducciónentre metales y no metales.
Veamos la siguiente reacción: el cloruro de sodio se forma al reaccionar sodio elemental con
cloro.
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
Como el sodio y el cloro elementales contienen átomos neutros y se sabe que el cloruro de sodio
contiene iones Na+ y Cl- , en esta reacción debe efectuarse una transferencia de electrones de los
átomos de sodio a los de cloro.
Las reaccionesde este tipo en las cuales se transfieren uno o más electrones se llaman
reacciones de óxido-reducción o reacciones redox.
La oxidación se define como pérdida de electrones y la reducción es la ganancia de electrones.
Al reaccionar el cloro y el sodio elementales, cada átomo de sodio pierde un electrón y forma un
ion 1+; por tanto, se dice que el sodio se oxida. Cada átomo de cloro gana unelectrón y forma un
ion cloruro negativo, y por tanto se reduce. Siempre que un metal reacciona con un no metal para
formar un compuesto iónico se transfieren electrones del metal al no metal; en consecuencia,
estas reacciones siempre son de óxido-reducción y el metal se oxida (pierde electrones) y el no
metal se reduce (gana electrones).
Ejemplo 1.1
En las siguientes reacciones identifique elelemento que se oxida y el que se reduce
a. 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
b. 2Al(s) + 3I2(s) → 2AlI3(s)
Solución:
a. Se sabe que los metales del grupo 2 forman cationes 2+ y los no metales del grupo 6
forman aniones 2-, por lo que se predice que el óxido de magnesio contiene iones Mg2+ y
O2- Esto significa que en la presente reacción cada Mg pierde dos electrones para formar
Mg2+ y por tanto seoxida. Además cada O gana dos electrones para formar O2- y se
reduce.
b. El ioduro de aluminio contiene iones Al3+ e I- de manera que los átomos de aluminio
pierden electrones (se oxidan) y los de yodo ganan electrones (se reducen).
Ejercicio de auto evaluación 1.1
En las siguientes reacciones identifique qué elemento se oxida y cuál se reduce.
a. 2Cu(s) + O2(g) →2CuO(s)
b. 2Cs(s) + F2(g) →2CsF(s)
Aunque las reacciones entre metales y no metales se identifican como redox, es más difícil
decidir si una reacción entre no metales es también de este tipo. De hecho en la mayoría de las
reacciones redox importantes participan solamente no metales. Por ejemplo, en reacciones de
combustión, como la de metano con oxígeno:
CH4(g) + 2O2(g)→CO2(g) + 2H2O(g) + energía
son procesos deóxido-reducción. Aunque ninguno de los reactivos o productos de la reacción es
iónico si hay una transferencia de electrones del carbono al oxígeno. Para explicar lo anterior es
necesario introducir el concepto de estados de oxidación.
2. Estados de oxidación
OBJETIVO: Indicar la manera de asignar estados de oxidación.
El concepto de estados de oxidación (llamados en ocasiones números deoxidación) permite
saber qué ocurre con los electrones en las reacciones de óxido-reducción asignando cargas a los
diversos átomos de un compuesto. En ocasiones estas cargas son aparentes. Por ejemplo, en un
compuesto iónico binario los iones tienen cargas que se identifican fácilmente: en el cloruro de
sodio, el sodio es + 1 y el cloro es -1; en el óxido de magnesio el oxígeno es -2 y el magnesio...
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