OXIDO REDUCCION

Oxidante + ne- Reductor1.DEFINICIONESFe+3 + Fe+2 Ejemplo

Oxidante + e- ReductorFe+3 + Fe+2

Fe3+ + Fe2+Fe2+ Fe3+ + La oxidacin corresponde a un aumento del grado de oxidacinLa reduccin corresponde a una disminucin del grado de oxidacin.Fe3+/Fe2+

REACCIONES DE OXIDO REDUCCION

LOS ELECTRONES NO EXISTEN EN ESTADO LIBRE EN SOLUCION ACUOSA

PARA QUE UN OXIDANTE ACEPTE ELECTRONES, DEBE EXISTIR UN REDUCTOR CAPAZ DE CEDERLOSReacciones de Oxido reduccin son espontneas

Fe3+ + Fe2+OxidanteSe reduceAcepta electronesVa a disminuir su estado de oxidacinReductor Se oxidaCede electronesVa aumentar su estado de oxidacinRESUMENSustancias que pueden ceder y captar electrones se llaman Anfolitos

NMERO DE OXIDACIN

El nmero de oxidacin de un tomo, tambin llamado estado de oxidacin, significa el nmero de cargas que tendra un tomo en una molcula (o en un compuesto inico) si se rompen todos los enlaces en el que participa

Para tener seguimiento de los electrones en las reacciones redox , se asignan Nmeros de oxidacin a los reactivos y productos.Permite identificar a simple vista qu elemento es oxidado y reducidoEl nmero de Oxidacin corresponde a la carga real del tomo (cuando se trata de in monoatmico) y a la carga hipottica que se asigna a un tomo en un compuesto en base a una serie de reglas

REGLAS PARA ASIGNAR NMERO DE OXIDACIN1.En elementos no combinados, en estado elemental es cero:

Ej. En H2, Na, S8, P4, O2, K el E.O de cada tomo es 0

2.En iones simples (monoatmicos) es igual a su carga.Ej. Na+ = +1; S= = 2 Al3+ = +3

Los iones de los metales alcalinos (grupo 1A) siempre tiene carga +1. Siempre tienen nmero de oxidacin +1 en sus compuestos.

Los iones de los metales alcalinotrreos (grupo 2A) siempre tiene carga +2. Siempre tienen nmero de oxidacin +2 en sus compuestos.

REGLAS PARA ASIGNAR NMERO DE OXIDACIN3.El nmero de oxidacin del oxgeno en la mayora de los compuestos es 2, con excepcin de los perxidos ej H2O2 que contiene el in O2-2 (E.O. es 1) y en los superxidos (E.O. es 1/2 ); en combinacin con el flor en que se asigna E.O +2.

Ejemplo E.O. O nmero de oxidacin de ONa2O -2CuO -2Na2O2 -1 (perxido de sodio)H2O2 -1 (perxido de hidrgeno)KO2 1/2 (superxido de potasio)OF2 +2

REGLAS PARA ASIGNAR NMERO DE OXIDACIN4.El hidrgeno en la mayor parte de sus compuestos tiene E.O. +1, con excepcin de los hidruros metlicos su nmero de xidacin es 1.Ej. E.O. del H H2O +1 NaH -1 (hidruro de sodio)

El nmero de oxidacin del Fluor es siempre -1 en todos sus compuestos. Los dems halgenos tienen -1 en mayora de compuestos binarios, pero cuando se combinan con Oxigeno tiene nmero de oxidacin positivo.

a)En una molcula neutra, el resultado de la suma algebraica de todos los nmeros de oxidacin de los tomos: debe ser cero, y b)En el caso de un in poliatmico, debe ser igual a la carga del in.

OOOHOH+2+2+1+12e +Intercambio de electrones en molculas orgnicas

Ajuste de reacciones oxidacin-reduccin Fe2+(ac) + MnO4-(ac) Fe3+(ac) + Mn2+(ac) (en disolucin cida)Identificar Oxidante y Reductor y Dividir la ecuacin en dos semiecuaciones:Oxidacin: Fe2+(ac) Fe3+(ac)Reduccin: MnO4-(ac) Mn2+(ac) 2)Se ajusta la primera semiecuacin:Fe2+(ac) Fe3+(ac) + e-3)Se ajusta la segunda semiecuacin con H+ y H2O:MnO4-(ac) + 8 H+(ac) + 5e- Mn2+(ac) + 4H2O

Ajuste de reacciones oxidacin-reduccin Cl2(g) + Cr(OH)3(s) Cl-(ac) + CrO42-(ac) (en disolucin bsica)Reduccin : Cl2 Cl- Oxidacin : Cr(OH)3 CrO42-3Cl2 + 2Cr(OH)3 + 10 OH- 2CrO42- + 8H2O + 3Cl-3 x2 xIdentificar Oxidante y Reductor y Dividir la ecuacin en dos semiecuaciones:2)Se ajusta la primera semiecuacin:Reduccin : Cl2 Cl- Se ajusta la segunda semiecuacin con OH- y H2O: Cr(OH)3 + 5OH- CrO42- + 4H2O + 3e- Cl2 + 2e- 2Cl-4) Se igualan electrones

PREDICCION DE LAS REACCIONES DE OXIDO REDUCCIONCul es el sentido de la reaccin?EL OXIDANTE MAS FUERTE OXIDA AL REDUCTOR MAS DEBIL

E0 (potencial normal): Constante caracterstica del sistema oxido-reductorR: Constante de los gases idealesT: Temperatura absolutaN: Nmero de electrones en la semi-reaccin del sistema redoxF: Constante de FaradayE = Potencial de equilibrioa 20CPREDICCION DE REACCIONES

EJEMPLO: Se tiene una solucin que contiene Fe(II) y Fe(III)Si a travs de un electrodo se impone un potencial E>E, no habr equilibrio entre el electrodo y la solucinSe oxida Fe+2 a Fe+3 aumentando el potencial de equilibrio hasta ECaso contrario en caso que E sea menor que E

EJEMPLO DE SISTEMA COMPLETO DE PILA VOLTAICASi se encuentran los componentes mezclados, el intercambio de e ocurre de manera directa entre las especies

EJEMPLO DE REACCION EN SOLUCIONZn0Cu2+Transferencia directa de eReaccin termina

CELDA GALVANICA

CELDA GALVANICA

CELDA ELECTROLITICA

Algunos potenciales normales de sistemas en solucin acuosaPotenciales Normales Definidos A pH 0 25C y 1 atm de Presin

Fe3+Fe2+ 0,77 VCo(CN)63- Co(CN)64- -0,8 VCr3+Cr2+ -0,41 VV3+V2+ -0,26 VCu2+Cu+ 0,15 VFe(CN)63- Fe(CN)64- 0,36 VF2F- 2,87 VCu+Cu0 0,52 V2H2OH2 -0,81 VO2H2O 1,23 VH2O2H2O 1,78 VCr2O72-Cr3+ 1,23 VObservaciones:F- no puede reducir ms que a sistemas de potencial superior (en estos ejemplos a ninguno)Cu+ en solucin DISMUTA (reaccin consigo mismo para dar dos especies de Cu de estado de oxidacin superior e inferior)Cr(VI) (Cr2O72-) en solucin con Cr2+, generan una reaccin de anfoterizacin (forman una sola especie redox)

EJEMPLO DE REACCION EN SOLUCIONDismutacin del agua oxigenadaH2O2H2O1,78VO2H2O2-0,146 VDESINFECTANTE

H2OH2-0,29 VNa+Na-2,71 VPOR QUE SE OXIDAN LOS METALES ALCALINOS EN AGUALi+Li-3,04 VREDUCTORES MUY FUERTES

POR QUE SE OXIDAN ALGUNOS METALES EN MEDIO ACIDO Y OTROS NOH+H20 VAu+Au1,69 VAu3+Au1,50 VFe3+Fe-0,04 VFe2+Fe-0,45 VPt2+Pt1,18 VPb2+Pb-0,13 V

POTENCIALES REDOX DE SOLUCIONES OXIDANTES Y REDUCTORASCaso 1: Potenciales al equilibrio de una solucin que contiene oxidante y reductor conjugadosTampn RedoxEj: Se tiene 100 ml de una solucin que contiene una sal frrica (Fe3+ 10-1M) y ferrosa (Fe2+ 10-1M)Fe3+Fe2+ 0,77 V

Se le aade a la solucin 10 ml de Ce 4+ 0,1MFe3+Fe2+ 0,77 VCe4+Ce3+ 1,72 Vmmol iniciales 10 110 0mmol finales 9 011 1LEVE VARIACION DE POTENCIAL

Caso 2: Potenciales al equilibrio de un Oxidante o de un ReductorSi tenemos solamente Fe3+ (Fe2+ =0) E = +Infinito (Terico)*En la realidad siempre hay algo de trazas de Fe+2 en un solucin de Fe+3*El potencial no puede ser superior al potencial del agua cuando acta como reductorEn la prctica no se sobrepasa el potencial 1,05 V para una solucin de Fe+3Si tenemos solamente Fe2+ (Fe3+ =0) E = -Infinito (Terico)Mismo principio anterior, algo de trazas de Fe3+ haySiempre existe la limitante del agua esta vez actuando como oxidante

qu especies fijan el potencial al equilibrio?Situacin 1: Cuando Red 2 es el reactivo limitanteTampn Ox1/Red1Ox1 se aade a Red2 se tiene el equilibrio:Caso 3: Potencial de Equilibrio en una Mezcla de Oxidante de un sistema y Reductor de otro (REACCION REDOX)

Situacin 1: Cuando Red 2 es el reactivo limitanteEJEMPLO: Se ponen en contacto 200 ml de Cr2O72- 0,2 M con 100 ml de Fe2+ 0,5M, calcular el potencial alcanzado por la solucin resultante (pH 0)Inicio240 500 0Final190050 503

Tampn Cr2O72- /Cr3+pH=0 (H+=1M)En la expresin de Nerst van las concentraciones MOLARES de cada especieVolumen total de 300 ml

Situacin 2: Punto de equivalenciaeq Ox1 = eq Red2Al equilibrio tenemos que al mezclar en cantidades equivalentes

EJEMPLO: Se ponen en contacto 100 ml de Ce4+ 0,1M con 50 ml de Sn2+ 0,1M, calcular el potencial alcanzado por la solucin resultante (pH 0)Inicio10 100 0Final0 010 10

qu especies fijan el potencial al equilibrio?Situacin 3: Cuando Ox1 es el reactivo limitanteTampn Ox2/Red2

Caso 4: Potencial De Equilibrio De Anfolitos RedoxTratamiento similar al punto de equivalencia entre el oxidante de un sistema y el reductor de otroPunto equivalencia n1[Ox1] = n2[Red2]

CUANTITIVIDAD DE UNA REACCION REDOXOx1 se aade a Red2 se tiene el equilibrio:En el equilibrio ambos potenciales se igualanSi n1=n2 se multiplica solo por nSi n1 es mltiplo de n2 se multiplica solo por n2Se debe utilizar el mnimo comn mltiplo entre n1 y n2 cuando sea posibleSi E1 > E2 K>>>>

EJEMPLO: Calcular la constante de equilibrio para la reaccin entre MnO4- y Fe2+ en medio cido

POTENCIALES GLOBALES

EJEMPLO: Calcular el potencial global Cu2+/Cu0Cu2+ +2e Cu0

EJEMPLO: Conociendo los potenciales normales de los sistemas redox del cloro a pH=0 ClO4-/ClO3-/HClO/Cl2/Cl-. Demostrar que los compuestos estables a pH=0 son solamente ClO4- y Cl-.

ES ESTABLE Cl(I)?Para responder a esa pregunta es necesario considerar su potencial global actuando como reductorE(V)

ES ESTABLE Cl(0)?E(V)

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