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REACCIONES REDOX
Lic. Carlos Jara Benites

REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

REACCIONES REDOX
REACCIÓN REDOX: Una reacción redox o de óxido-reducción es aquella reacción química que involucra una transferencia de electrones entre dos elementos químicos. Mientras que uno pierde electrones (se oxida) otro los gana (se reduce). En este proceso varia el estado de oxidación de dichos elementos.ESTADO DE OXIDACION: Llamado también número de oxidación o índice redox. El estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios. Para determinar el estado de oxidación de un elemento químico debemostener en cuenta las siguientes reglas: A) Todo elemento libre (sin combinarse) tiene estado de oxidación igual a cero (0). B) El oxígeno trabaja generalmente con estado de oxidación -2, excepto en los peróxidos donde lo hace con -1 y en el fluoruro de oxígeno con +2. C) El hidrógeno trabaja generalmente con +1, excepto en los hidruros metálicos donde lo hace con -1. D) Los metales alcalinos (Li,Na, K, Rb, Cs, Fr) trabajan con +1, los metales alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) trabajan con +2 y el aluminio con +3. E) En los compuestos químicos estables, la suma de los estados de oxidación es igual a cero (0). F) En los iones (ya sean positivos o negativos), la suma de los estados de oxidación es igual al valor de carga eléctrica relativa. Ejemplo: Determine el estado de oxidación delcromo en el dicromato de potasio de fórmula K2Cr2O7. Si los estados de oxidación son: K (+1) ; Cr (x) y O (-2). Aplicamos la regla E:

2( 1)  2( x )  7( 2)  0 x  6 x  6

Ejemplo: Determine el estado de oxidación del nitrógeno en el ión amonio de fórmula NH41+. Si los estados de oxidación son: N (x) y H (+1). Aplicamos la regla F:
1( x )  4( 1)  1 x  3 x 3

OXIDACIÓN YREDUCCIÓN

OXIDACIÓN: Un elemento se oxida si su estado de oxidación aumenta, para esto pierde electrones. REDUCCIÓN: Un elemento se reduce si su estado de oxidación disminuye, para esto gana electrones. A continuación se muestran algunas semirreacciones de oxidación y reducción. 1. Fe0  Fe2+ + 2e… (oxidación) 2+ 7+ 2. Mn  Mn + 5e … (oxidación) 3+ 1+ 3. Cl + 2e  Cl … (reducción) 4. S6+ + 8e-  S2…(reducción) 5. I20  2I7+ + 14e… (oxidación)

ESPECIES Y FORMAS
En el primer miembro de una reacción redox se tienen los agentes y en el segundo miembro las especies o formas.

El agente oxidante es el reactante que contiene al elemento químico que se reduce y el agente reductor el reactante que contiene a elemento químico que se oxida. La especie oxidada o forma oxidada es el producto quecontiene al elemento químico ya oxidado y La especie reducida o forma reducida es el producto que contiene al elemento químico ya reducido. Ejemplo:

APIO
AUMENTA EL ESTADO DE OXIDACIÓN, PIERDE ELECTRONES Y SE OXIDA

Agente oxidante Agente reductor Especie oxidada Especie reducida Ejemplo:

CuO NH3 N2 Cu

REGADIO
SE REDUCE SI GANA ELECTRONES Y DISMINUYE EL ESTADO DE OXIDACIÓN

Agenteoxidante Agente reductor Especie oxidada Especie reducida

HNO3 H2S S NO2

BALANCE DE REACCIONES REDOX
Para igualar una reacción (ecuación química) redox debemos tener en cuenta las siguientes pasos:

A) Se determina los estados de oxidación de todos los elementos que participan en la reacción química. B) Se identifican los elementos que se oxidan y que se reducen. C) Se anotan loselectrones que se pierden y que se ganan. D) Se calculan los electrones transferidos (M.C.M.). E) Se suman las semirreacciones de oxidación y reducción. F) Finalmente se hace un tanteo. Ejemplo: Igualar la ecuación redox:

F) En seguida se llevan los coeficientes a la ecuación original y se completa por tanteo agregando el coeficiente del agua:

4H2SO4 + 3NH3  3HNO3 + 4S + 7H2O
Quedando así...