Miss María Cuevas V.

Reacciones redoxLas reacciones de óxido-reducción, corresponden a un conjunto de reacciones cuya característica común y única es la de transferir electrones entre las especies participantes.

Se definen 2 tipos de reacción química según la transferencia electrónica:

1. Se le llama oxidación a la reacción en la cual una especie química pierde o cede electrones.

2. Se le llama reducción a la reacción en la cual una especie química capta o acepta electrones

Ejemplo: Cu0→ Cu2+ + 2e–

Ejemplo: Ag+ + 1e–→Ag0

Semirreacción de oxidación

Semirreacción de reducción

Estado de oxidaciónSe define como la carga que un átomo presenta en una molécula, como consecuencia de las diferentes electronegatividades que presentan los átomos.Corresponde al número de electrones cedidos(e.o positiva) o capta(e.o negativo)

Flúor

(-1)

Neón

(0)

Aluminio

(+3)

Sodio

(+1)

Oxígeno

(-2)

Reglas para determinar E.D.O1. El estado de oxidación de cualquier átomo en estado

fundamental o sin combinar es cero, al igual que para las moléculas diatómicas.

Estado

fundamental

Moléculas

diatómicas

0 00 0

0 0 0

Reglas para determinar EDO2. El estado de oxidación de un elemento en un ión

monoatómico es igual la carga del ión.

Estado

fundamental

Iones

monoatómicos

Cu+2 Al+3 Ag+1

(+2) (+3) (+1)

Na+1 Ca+2

(+1) (+2)

Cl-1 O-2

(-1) (-2)

0 0 0 0

Reglas para determinar EDO3. Los elementos metálicos presentan número de oxidación

positivo e igual a su valencia, por lo tanto:

Grupo I-A +1 (Li, Na, K …..)Grupo II-A +2 (Be, Mg, Ca….)Grupo III-A +3 (Solo aquellos con comportamiento metálico)

Tabla periódica

Reglas para determinar EDOEl estado de oxidación de oxígeno en la mayoría de los

compuestos es -2, excepto en los peróxidos (M2O2)donde es-1.

(-2) (-2)

Fe2O3 Na2O

Cu2O CaO

ÓXIDOS PEROXIDOS

Na2O2 H2O2

K2O2

(-1) (-1)

2(Fe)+ 3(-2) =0

2Fe +(-6)= 0

2Fe= +6

Fe= +6/2

Fe=+3

2(+1)+ 2(-1) =0

2(+1)+ 2(-1) =0

Reglas para determinar EDOLos elementos no metálicos con alta electronegatividad presentan número de oxidación negativo igual a su valencia, por lo tanto:

Grupo VI-A -2 (O, S, Se……..)Grupo VII-A -1 (F, Br, Cl……….)

Reglas para determinar EDOEn las moléculas neutras, los estado de

oxidación de los átomos deben sumar cero.

H2SO4 HNO3NaCl

HClO4

2(+1) +S +4(-2) =0

+2 +S+ (-8)=0

S= -2 +8

S= +6

Na +(-1) =0

Na =+1

(+1) +N +3(-2) =0

(+1) +S+ (-6)=0

N= -1 +6

N= +5

Reglas para determinar EDOEn los iones poliatómicos, la suma de los estado

de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del ión.

SO4-2

NO3-

CO3-2

N + 3(-2) =-1

N +(-6)= -1

N= -1 +6

N= +5

S + 4(-2) =-2

S +(-8)= -2

S= -2 +8

S= +6

C + 3(-2) =-2

C +(-6)= -2

C= -2 +6

C= +4

Reacciones redox:

Ejemplo: Fe0 → Fe2+ + 2e–

Ejemplo: Cu+2 + 2e–→Cu 0

Semirreacción de oxidación

Semirreacción de reducción

Ambos procesos NO ocurren en forma aislada , sino que de manera conjunta y simultanea, por este motivo se les denomina transformación REDOX, de manera que cuando una especie acepta electrones(reducción) se debe a que otra especie los cedió(oxidación).

1. En toda reacción de oxido- reducción debe ocurrir

A) Un consumo de agua

B) La formación de un óxido

C) Perdida de hidrógeno

D)Intercambio de electrones

E) Consumo de oxígeno gaseoso

Ejercicios Propuestos

2. El estado de oxidación del Cromo en el dicromato de potasio

K2Cr2O7 es

A) -6

B) 0

C) +2

D) +6

E) +12

Ejercicios Propuestos

3. ¿En cuál de las siguientes moléculas el Nitrógeno está más reducido?

A) N2

B) NH3

C) NO2

D)HNO3

E) N2O3

Ejercicios Propuestos

4. ¿En cuál(es) de los siguientes compuestos el Fósforo presenta estado de

oxidación +5?

I. HPO4-2

II. PO3-

III. H4P207

IV.P2O5

A) Solo IV

B) Solo I y II

C) Solo III y IV

D) Solo II, III y IV

E) Todas las anteriores

Ejercicios Propuestos

5. El Nitrógeno en el compuesto HNO3 se reducirá si se transforma en

I. HNO2

II. N2O5

III. NH3

IV.N2O3

A) Solo I

B) Solo III

C) Solo IV

D) Solo I, III y IV

E) Solo II y IV

Ejercicios Propuestos

Escala numérica redox

Reacción de Oxidación

Reacción de Reducción

Aumento del estado de oxidaciónPerdida de electrones

Disminución del estado de oxidaciónGanancia de electrones