CLASE REACCIONES REDOX USS

Reacciones Redox

Historia
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El término OXIDACIÓN comenzó
a usarse para indicar que un
compuesto incrementaba la
proporción de átomos de Oxígeno.
Igualmente, se utilizó el termino de
REDUCCIÓN para indicar una
disminución en la proporción de
oxígeno.

Definición actual
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OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación).
Ejemplo:
Ejemplo Cu  Cu2+ + 2e–REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
Ejemplo:
Ejemplo Ag+ + 1e– Ag
Siempre que se produce una oxidación debe
producirse simultáneamente una reducción.
reducción
Cada una de estas reacciones se denomina
semirreacción.
semirreacción

Ejemplo: Cu +AgNO3
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Introducimos un electrodo de
cobre en una disolución de
AgNO3,

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De manera espontánea el
cobre se oxidarápasando a la
disolución como Cu2+.
Mientras que la Ag+ de la
misma se reducirá pasando a
ser plata metálica:
a) Cu  Cu2+ + 2e– (oxidación)
b) Ag+ + 1e–  Ag (reducción).

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Imagen cedida por © Grupo ANAYA
S.A. Química 2º de bachillerrato

Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2
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Al introducir una lámina de
cinc en una disolución de
Pb(NO3)2.

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La lámina de Zn se recubre
de una capa de plomo:
a) ZnZn2+ + 2e–
(oxidación)
b) Pb2+ + 2e– Pb
(reducción).

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Imagen cedida por © Grupo ANAYA
S.A. Química 2º de bachillerrato

Ejemplo: Zn + HCl(aq)
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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
cerilla encendida.

Oxidantes y reductores
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OXIDANTES: El la sustancia capaz de oxidar
aotra, con lo que ésta se reduce.
REDUCTORES: El la sustancia capaz de
reducir a otra, con lo que ésta se oxida.
Ejemplo:
Zn + 2Ag+  Zn2+ + 2Ag
Oxidación:
Oxidación Zn (reductor)  Zn2+ + 2e–
Reducción:
Reducción Ag+ (oxidante) + 1e–  Ag

Etapas en el ajuste redox
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Ejemplo: Zn + AgNO3  Zn(NO3)2 + Ag
Primera: Identificar los átomos que cambian
su E.O.
Zn(0)  Zn(+2); Ag (+1)  Ag (0)
Segunda:Escribir semirreacciones con
moléculas o iones que existan realmente en
disolución ajustando el nº de átomos: (Zn, Ag +,
NO3–, Zn2+, Ag)
Oxidación:
Oxidación Zn  Zn2+ + 2e–
Reducción:
Reducción Ag+ + 1e–  Ag

Etapas en el ajuste redox (cont).
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Tercera: Ajustar el nº de electrones de
forma que al sumar las dos
semirreacciones, éstos desaparezcan.
En el ejemplo se consigue multiplicando
lasegunda semirreacción por 2.
Oxidación:
Oxidación Zn  Zn2+ + 2e–
Reducción:
Reducción 2Ag+ + 2e–  2Ag
R. global: Zn + 2Ag+ + 2e–  Zn2+ + 2Ag +
2e–

Etapas en el ajuste redox (cont).
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Cuarta: Escribir la reacción química
completa utilizando los coeficientes
hallados y añadiendo las moléculas o
iones que no intervienen directamente
en la reacción redox (en el el ejemplo,
el ion NO3–) ycomprobando que toda la
reacción queda ajustada:
Zn + 2 AgNO3  Zn(NO3)2 + 2 Ag

Ajuste de reacciones en disolución
acuosa ácida o básica.
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Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O
(ej SO42–), el ajuste se complica pues aparecen también
iones H+, OH– y moléculas de H2O.

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En medio ácido:




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Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al
agua (los que se ganen en laoxidación provienen del agua).
Los átomos de H provienen del ácido.

En medio básico:


Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en la
reducción) provienen de los OH–, necesitándose tantas
moléculas de H2O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan.

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
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Primera: Identificar los átomos que cambian suE.O.:
+1 +7 –2

+1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0

+1 +6 –2 +1 –2

KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
Moléculas o iones existentes en la disolución:
 KMnO4  K+ + MnO4–
 H2SO4  2 H+ + SO42–
 KI  K+ +I–
 MnSO4  Mn2+ + SO42–
 K2SO4  2K+ + SO42–
 I2 y H2O están sin disociar.

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
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Segunda: Escribir...