Redox

REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

• Transcurren o se producen con variación del grado
de oxidación. La modificación del grado de oxidación
del átomo se produce por el tránsito de electrones
de algunos átomos o iones a otros átomos o iones.
• La entrega de electrones se denomina oxidación, y la
aceptación es la reducción.
• Ej: la combinación del Fe con el S:
•
Fe + S FeS
• En este caso, el átomo de Fe entrega dos e y se
transforma en un ion divalente positivo, El átomo de
S acepta dos e y se transforma en ion S2-,
produciéndose la reducción de los átomos de azufre.

• La sustancia cuyos átomos o iones entregan e se
denomina reductora (en el ejemplo dado, el Fe
entrega los e, por consiguiente es un reductor).
• La sustancia cuyos átomos o iones aceptan los e,se
denomina oxidante (el S acepta los electrones, por
consiguiente es un oxidante). De esta manera, al
aceptar e, el oxidante se reduce y , el reductor al
entregar los e se oxida.
• Ambos procesos transcurren al mismo tiempo. El
número total de electrones entregados por el
reductor, es igual al número total de e aceptados por
el oxidante

MÉTODO DEL ION ELECTRÓN
• a) Se escriben las fórmulas delos reaccionantes y de los productos
resultantes, Ej:
•
FeCl3 + SO2 + H2O  FeCl2 + H2SO4 + HCl
• b) Se determina el grado de oxidación de los elementos antes y después
de la reacción:
•
3+ 14+ 22+ 16+
Fe Cl3 + SO2 + H2O  FeCl2 + H2SO4 + HCl
•

Así, queda establecido, cuales son los elementos que participan en el
intercambio de electrones (en este caso Fe3+ y S4+ ).

• c) Luego, se elabora elesquema electrónico, es decir, se contabilizan el
número de electrones, que han sido entregados por una molécula del
reductor y aceptados por una molécula del oxidante. Así se determinan
los coeficientes del oxidante y del reductor.
Fe3+ + 1e  Fe2+ -oxidante
S4+
2e  S6+
-reductor

• El número de e aceptados debe ser igual al número de eentregados,
entonces el esquema Fe3 + 1e  Fe2+ s se multiplicax 2 y el
esquema S4+ - 2e  S6+ se multiplica x 1 . Los números 1 y 2 serán
los coeficientes del oxidante (Fe3+) y del reductor (S4+).Habiendo
obtenido los coeficientes se plantea el esquema de la reacción
•
2 FeCl3 + SO2 + H2O  2 FeCl2 + H2SO4 + 2 HCl
• d) Luego se contabiliza el número de hidrógenos en ambos lados de la
reacción y se halla el número de moléculas de agua:
• e)

2 FeCl3 + SO2 +2 H2O

 2 FeCl2 + H2SO4 + 2 HCl

• f)
La comprobación de la igualdad se realiza contabilizando la suma
total de átomos de O.

•
•

Otros ejemplos:
5+

2-

1-

6+

-

 4HCl + 3H2SO4
8 4

•

Cl5+

4 HClO3 + 3 H2S
+ 6e  Cl-

•

S2-

-

•

Se obtienen los coeficientes 8 y 6 , pero dichos números tienen un máximo común
divisor, entonces es indispensable reducirlos. En otros casos, con la finalidadde
igualar la reacción, es necesario duplicar los coeficientes obtenidos:

•



8e

2+

S6+ 6

3

5+



6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4
•
•

Fe2+ -

•

N5+

+

1e
3e




Fe3+

3

6

N2+

1

2

3+

2+

3 Fe2(SO4)3 + 2NO +

4H2O

METODO DEL ION ELECTRON O DE LAS SEMIREACCIONES
•

Disociación de electrolitos (ácidos, bases y sales)

•
•
•
•

Los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo. Ejemplo:HNO3
se disocia en H+ NO3H2SO4 se disocia en H2+ SO4 -2
H3PO4 se disocia en H3+ PO4-3

•
•
•
•

Las bases se disocian en el catión positivo y el OH- Ejemplo:
NaOH
se disocia en Na+ OHMg(OH)2 se disocia en Mg+2 (OH)2Al(OH)3 se disocia en Al+3 (OH)3-

•
•
•
•
•
•

Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo. Ejemplo:
Ag Cl
se disocia en Ag+ ClAgNO3
se disocia en Ag+ NO3Cu(NO3)2 sedisocia en Cu+2 (NO3)2Al2(SO4)3 se disocia en Al2+3 (SO4)3-2

PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN
•
•

1.) Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Tener en cuenta
que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se
disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).
Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:

•

I2 + HNO3

•...