Redox

REACCIONES DE OXIDO REDUCCION
• Las reacciones químicas en las que el estado de oxidación de una o más sustancias cambia, se llaman REACCIONES DE OXIDACIÓNREDUCCIÓN (o simplemente REDOX). • Una reacción de oxidación implica la pérdida de electrones. En cambio la reducción implica la ganancia de electrones. • La transferencia de electrones que ocurre durante las reacciones de oxidación-reduccióntambién se puede utilizar para producir energía en forma de ELECTRICIDAD. • ¿Cómo determinar si una reacción química es de oxidaciónreducción? Lo podemos hacer mediante una revisión de los números de oxidación de todos los elementos que participan en la reacción.

Profesor Mariano Pertino

• Conjuntos de reglas utilizadas para asignar estados de oxidación en los elementos en moléculaspoliatómicas 1. El estado de oxidación de todos los elementos puros en cualquier forma alotrópica es cero. 2. El estado de oxidación del oxígeno es -2 en todos sus compuestos, excepto en los peróxidos como el H2O2 y el Na2O2, en que es –1. 3. El estado de oxidación del hidrógeno es +1 en todos sus compuestos, excepto en los que forma con los metales, donde es -1 (hidruros). 4. Los demás estados deoxidación se eligen de forma que la suma algebraica de los estados de oxidación sea igual a la carga neta de la molécula o ion. 5. También es útil recordar que ciertos elementos muestran casi siempre el mismo estado de oxidación: +1 para los metales alcalinos, +2 para los metales alcalino-térreos y -1 para los halógenos, excepto cuando están combinados con el oxígeno u otro halógeno. Profesor MarianoPertino

EJEMPLOS: 1.- Determinar los estados de oxidación del cloro y del nitrógeno en los iones ClO- y NO3-. Ambos son iones con carga neta -1, por lo tanto, la suma de todos los estados de oxidación a de ser = -1, ambos iones cuentan con la presencia de oxígeno cuyo estado de oxidación es -2, por lo tanto: ClO- ; [Cl + (-2)] = -1 ; por lo tanto Cl = +1 NO3- ; [N + (-2)x3] = -1 ; por lo tanto N =+5 2.- Determinar el estado de oxidación del nitrógeno en el ion amonio, NH4+. En este ejemplo el ion amonio tiene carga neta +1, por lo tanto la suma de todos los estados de oxidación a de ser = +1, el hidrógeno actúa con estado de oxidación +1, por lo tanto: NH4+ ; [N + (+1)x4] = +1 ; por lo tanto N = -3
Profesor Mariano Pertino

• Podemos imaginar la oxidación de una sustancia como elorigen de la reducción de otra. Por consiguiente, la sustancia que se OXIDA se llama AGENTE REDUCTOR. De forma similar, la reducción de una sustancia origina la oxidación de otra. Por consiguiente, la sustancia que sufre la REDUCCIÓN se llama AGENTE OXIDANTE. • Los electrones no pueden crearse o destruirse, por ello la oxidación y la reducción deben ocurrir simultáneamente en las reacciones químicasordinarias, y en la misma cantidad.

Profesor Mariano Pertino

• BALANCEO DE REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Cuando hacemos el balance de una reacción de oxidaciónreducción tenemos que obedecer la ley de la conservación de la masa y la ganancia y pérdida de electrones debe estar balanceada. • MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN Ejemplo:

Primero asignaremos los números de oxidación de todos loselementos en la reacción según las reglas ya comentadas.

Profesor Mariano Pertino

Para balancear estos cambios, necesitamos 4 átomos de Al por cada 3 átomos de Mn, esto nos da una transferencia de 12 e- por cada uno de los reaccionantes, por lo que podemos escribir:

Ahora ya podemos completar el proceso de balanceo por inspección de cada metal. Necesitamos un coeficiente 2 antes deAl2O3 y un coeficiente de 3 antes de Mn:

Nótese que al balancear los átomos metálicos, se balancean automáticamente los átomos de oxígeno.
Profesor Mariano Pertino

El procedimiento para balancear una ecuación de oxidación-reducción por el método del número de oxidación, se resume a continuación: • 1. ESCRIBA LA ECUACIÓN BALANCEADA • 2. ASIGNE NÚMEROS DE OXIDACIÓN Y DETERMINE QUE ELEMENTOS...