OXIDO REDUCCIÓN

AUTORES

Luna Alejandra Cubillos1, Pablo Andrés Rondón1, Paula Herrera2

RESUMEN

En este informe se presenta una breve investigación a cerca de reacciones de oxido

reducción, estas son aquellas que corresponden a la acción de un cuerpo oxidante sobre

un cuerpo reductor, que da lugar a la reducción del oxidante y a la oxidación del reductor.

Para poner en práctica lo investigado se realizo una visita al laboratorio en la cual se

pusieron a reaccionar varios reactivos como: zinc, nitrato de plomo, hierro sulfato de

cobre, estaño, magnesio, sulfato de zinc y nitrato de plata, entre otros; para así observar

como los elementos con mayor facilidad de oxidación reaccionaban con los de menor

facilidad de oxidación, identificando el agente oxidante y el agente reductor. Dicho así de

la práctica se pudo concluir que los elementos con mayor facilidad de oxidación desplazan

a los de menor oxidación, creando así nuevos compuestos.

PALABRAS CLAVE

Oxido reducción, agente reductor, agente oxidante, numero de oxidación.

INTRODUCCIÓN

Teniendo en cuenta que una reacción es “un proceso en el que una o más sustancias —

los reactivos— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la

reacción”, se puede introducir el concepto de oxido reducción.

Oxido Reducción:1 Facultad de Ingeniería Civil. Primer semestre. Química grupo 172 Facultad de Ingeniería Ambiental. Primer semestre. Química grupo 17

Dicho así una reacción de oxido reducción, hace referencia a una reacción

química correspondiente a la acción de un cuerpo oxidante sobre un cuerpo reductor, que

da lugar a la reducción del oxidante y a la oxidación del reductor.

TABLA 1. Variación facilidad de oxidación

Oxidante y reductor:

Un oxidante es un compuesto químico que oxida a otra sustancia en reacciones

electroquímicas o redox. En estas reacciones, el compuesto oxidante se reduce.

Básicamente:

El oxidante se reduce

El reductor se oxida

Todos los componentes de la reacción tienen un número de oxidación

En estas reacciones se da un intercambio de electrones

Agentes oxidantes y sus productos de oxidación

Agente Producto

O2 oxígeno Varios, incluyendo óxidos, H2O, ó CO2

O3 ozono Varios, incluyendo cetonas y aldehídos, ver ozonólisis

F2 flúor F–

Cl2 cloro Cl–

Br2 bromo Br–

I2 iodo I–

ClO– hipoclorito Cl–

ClO3– clorato Cl–

HNO3 ácido nítrico NO óxido nítrico, NO2 dióxido de nitrógeno

Cromo hexavalente Cr3+

MnO4– permanganato Mn2+ (ácido) or MnO2 (básico)

H2O2, otros peróxidos Varios, incluyendo óxidos como el H2O

Por otro lado un agente reductor es aquel que cede electrones a un agente oxidante.

Existe un método químico conocido como reacción de oxidación-reducción, o también

llamado como reacciones redox, esta reacción se considera como reacciones de

transferencia de electrones. Asimismo, La mayoría de los elementos metálicos y no

metálicos se obtienen de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción. Una

reacción redox consiste en dos semireacciones, una semi-reacción implica la pérdida de

electrones de un compuesto, en este caso el compuesto se oxida, mientras que en la otra

semi-reacción el compuesto se reduce, es decir gana los electrones, uno actúa como

oxidante y el otro como reductor. Como ejemplos tenemos:

Carbón

Monóxido de carbono

Muchos compuestos ricos en carbón e hidrógeno.

Elementos no metálicos fácilmente oxidables tales como el azufre y el fósforo.

Sustancias que contienen celulosa, tales como maderas, textiles, etc.

Muchos metales como aluminio, magnesio, titanio, circonio

Los metales alcalinos como el sodio, potasio, etc.

Dicho así un claro ejemplo de un agente reductor y oxidante sería la siguiente:

Una disolución acuosa de iones Cu2+ es azul. Si se le añaden limaduras de hierro (Fe), se

comprueba que el color azul desaparece: los iones Cu2+ han reaccionado. Por otra parte,

en la disolución se forman iones Fe2+, lo que se manifiesta por el precipitado verdoso que

forman en presencia de sosa. También se observa que el hierro queda recubierto por un

depósito rojo. Efectivamente, se forma cobre metálico, Cu. El balance de la reacción es el

siguiente: Fe + Cu2+ → Fe2++ Cu

El hierro ha sido oxidado por los iones Cu2+, que a su vez han sido reducidos por el hierro.

La reacción anterior es una reacción de oxidación-reducción (o reacción redox) en la que

el hierro es el reductor y el cobre el oxidante.

La reacción es de hecho la suma de las dos semirreacciones siguientes:

oxidación: Fe → Fe2+ + 2e-

reducción: Cu2+ + 2e- → Cu

Por tanto, la oxidación de un cuerpo corresponde a una pérdida de electrones y la

reducción corresponde a una ganancia de electrones. Un oxidante (en este caso los iones

Cu2+) es una sustancia susceptible de captar uno o varios electrones; un reductor (en este

caso el hierro) cede fácilmente uno o varios electrones.

Par redox:

A cualquier oxidante de un tipo se le puede asociar un reductor del mismo tipo, y

viceversa: de este modo se define un llamado ‘par redox’, que se designa por Ox/Red.

Una reacción de oxidación-reducción es un intercambio de electrones entre el oxidante de

un par redox y el reductor de otro par. Se puede observar que este tipo de reacción es

análoga a las reacciones ácido-base, que corresponden a un intercambio de protones

entre la base de un par ácido-base y el ácido de otro par.

Consideremos dos pares redox designados como Ox1/Red1 y Ox2/Red2. Si se sabe que el

oxidante Ox1 reacciona con el reductor Red2, se producirán las siguientes semireacciones:

Ox1 + n1e- ⇋ Red1

Red2 ⇋ Ox2 + n2e-

con el siguiente balance final: n2Ox1 + n1Red2 ⇋ n2Red1 + n1Ox2(Se ha multiplicado la

primera ecuación por n2 y la segunda por n1 para que el número de electrones

intercambiados en ambas semirreacciones sea el mismo.)

Numero de oxidación:

En la medida en que cada especie puede existir en una forma más o menos oxidada, es

posible definir un ‘número de oxidación’ para caracterizar la forma que se está

considerando. Cuanto más elevado es el número, más oxidada está la forma.

En los cuerpos simples, el número de oxidación corresponde a la carga del elemento

químico. Así, el hierro puede existir en su forma reducida, el hierro metálico Fe (número

de oxidación 0), o en dos formas oxidadas, los iones Fe2+ (número de oxidación II) y Fe3+

(número de oxidación III). En casos más complejos, el número de oxidación está ligado a

la valencia del elemento químico considerado.

Cuando un cuerpo se oxida, aumenta su número de oxidación; cuando se reduce,

disminuye. Por tanto, un oxidante es un compuesto cuyo número de oxidación puede

disminuir, mientras que un reductor es una sustancia cuyo número de oxidación puede

aumentar.

Aplicaciones de la oxido reducción:

Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la industria: constituyen el

principio de funcionamiento de las pilas eléctricas y se emplean para refinar

electroquímicamente determinados metales. En la naturaleza, intervienen en la

respiración celular y la fotosíntesis.

La electrólisis de las disoluciones salinas es una reacción de oxidación-reducción: se

produce oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo. Para llevar a cabo una

electrólisis se establece una diferencia de potencial entre los electrodos con el fin de

seleccionar la reacción deseada.

Precipitación:

Es el proceso o fenómeno de formación de un segundo estado o fase de la materia,

dentro de una primera fase. Si por ejemplo, el aire que contiene vapor de agua se enfría

por debajo del punto en que se forma el rocío, se crea un precipitado de agua líquida

dentro de la fase gaseosa. Este precipitado puede adoptar la forma de niebla, lluvia o

condensación en una superficie. Si una disolución se sobresatura de un componente que

El número de oxidación se define como: El número de electrones que un elemento puede ganar o perder cuando se combina con los átomos de otro elemento.

se vuelve sólido a la temperatura existente, este componente tenderá a cristalizar y formar

núcleos, o bien precipitará espontáneamente. Así esta sustancia podrá sedimentarse o

separarse de la fase líquida por el proceso de filtración o centrifugación. También puede

darse un precipitado de una fase sólida en una segunda fase sólida, como es el caso de

algunas aleaciones metálicas en las que el precipitado aporta un aumento significativo de

dureza y resistencia a la tracción del metal.

METODOLOGÍA

Teniendo en cuenta que los objetivos de la práctica son comprobar experimentalmente la

capacidad de oxidación reducción de los elementos químicos y establecer los cambios de

estado de los elementos en las reacciones químicas propuestas, identificando agentes

oxidantes y reductores; se procedió a reaccionar distintos reactivos con ayuda de

materiales como:

Pipeta de 5ml

Tubos de ensayo

Pinzas para tubos de ensayo

Gradilla

Espátula

Pipeteador

Procedimiento:

Con ayuda de una previa investigación se plantearon unas ecuaciones químicas las

cuales se llevaron a cabo en el laboratorio con la supervisión del docente y teniendo en

cuanta las normas de seguridad.

Reacciones:

1. Zn + Pb(NO3)2 Zn(NO3)2 + Pb

Con ayuda de las pinzas se tomo un tubo de ensayo, donde se agrego 2ml de nitrato de

plomo con la pipeta y el pipeteador, luego se le agrego una laminilla de zinc.

2. Fe + Zn(NO3) Fe(NO3) + Zn

En un tubo de ensayo se agrego 2ml de nitrato de zinc con la pipeta y el pipeteador,

donde posteriormente se introdujo una puntilla de hierro.

3. Sn + Cu(SO4) Cu(SO4) + Sn

En un tubo de ensayo se agrego 2ml de sulfato cúprico con la pipeta y el pipeteador,

luego se agrego un pequeño trozo de estaño.

4. Mg + Zn(SO4) Mg(SO4) + Zn

En un tubo de ensayo se agrego 2ml de sulfato de zinc con la pipeta y el pipeteador,

después se agrego un pedazo de magnesio.

5. Sn + Pb(NO3)2 Sn(NO3)2 + Pb

En un tubo de ensayo se agrego 2ml de nitrato de plomo con la pipeta y el pipeteador,

posteriormente se introdujo un pequeño trozo de estaño.

6. Fe + Ag(NO3) Fe(NO3) + Ag

En un tubo de ensayo se depositaron 2ml de nitrato de plata con la pipeta y el pipeteador,

donde posteriormente se introdujo una puntilla de hierro.

7. Mg + Ag(NO3) Mg(NO3) + Ag

En un tubo de ensayo se agrego 2ml de nitrato de plata con la pipeta y el pipeteador,

luego se deposito un pequeño pedazo de magnesio.

Finalmente luego de observar los resultados se depositaron todos los residuos en los

recipientes marcados y se dio por terminada la práctica.

RESULTADOS

1. De la mezcla entre el nitrato de plomo y zinc se observo que la ecuación propuesta

si reacciono ya que en la Tabla 1 se puede observar que el plomo y el zinc están

separados, es decir que debido a su diferencia frente a la facilidad de oxidación

hay un desplazamiento, por lo tanto una reacción.

También se pudo observar como el nitrato de plomo hizo que el zinc se tornara de un

color gris oscuro el cual posteriormente se deshizo.

De la misma manera se pudo saber que el zinc desplaza al plomo donde se pudo

identificar el agente reductor y oxidante:

Zn + Pb(NO3)2 Zn(NO3)2 + Pb

Zn0 Zn+2 agente reductor

Pb+2 Pb0 agente oxidante

2. De la mezcla entre el sulfato de zinc y hierro se pudo observar que a pesar de que

estos elementos no presenten una gran diferencia frente a la facilidad de

oxidación, reaccionaron, ya que al mezclar estos elementos se observo que la

puntilla de hierro se colocó de un color de gris oscuro y que el zinc se precipito.

También se pudo conocer que el hierro de la puntilla desplazo al zinc identificando así el

agente oxidante y reductor:

Fe + Zn(NO3) Fe(NO3) + Zn

Fe0 Fe+2 agente reductor

Zn+2 Zn0 agente oxidante

3. Cuando se mezclo el estaño con el sulfato cúprico se pudo observar que no

reaccionaron ya que el ninguno de los dos presento un cambio visible. Esto se

debe a su cercanía en la Tabla 1, es decir que los dos tienen poca facilidad de

oxidación.

4. Al mezclar sulfato de zinc con magnesio se evidencio una reacción, ya que si se

observa la Tabla 1 claramente se ve que el zinc y el magnesio están separados,

es decir presentan una gran diferencia frente a la facilidad de oxidación. Así mismo

se observo que el magnesio empezó a burbujear inmediatamente.

De igual modo se pudo evidenciar que el magnesio desplaza al zinc, reconociendo de

esta manera el agente oxidante y reductor:

Mg + Zn(SO4) Mg(SO4) + Zn

Mg0 Mg+2 agente reductor

Zn+2 Zn0 agente oxidante

5. De la mezcla entre el nitrato de plomo y el estaño se pudo observar que no hubo

una reacción, ya que ninguno de los dos presento algún cambio evidente. Esto

sucede ya que los dos elementos están muy cerca en la Tabla 1, es decir que

presentan una gran similitud frente a su facilidad de oxidación.

6. Al mezclar nitrato de plata con hierro se pudo evidenciar que reaccionaron porque

estos elementos presentan una gran diferencia frente a la facilidad de oxidación,

también se pudo observar que el color de la puntilla se oscureció un poco.

De esta manera se evidencio que el hierro desplazo a la plata reconociendo así el agente

reductor y oxidante:

Fe + Ag(NO3) Fe(NO3) + Ag

Fe0 Fe+2 agente reductor

Ag+2 Ag0 agente oxidante

7. Cuando se mezclo nitrato de plata con magnesio se evidencio que reacciono, ya

que estos elementos presentan una gran diferencia frente a la facilidad de

oxidación, también se observo que el magnesio se deshizo y se volvió de un color

negro.

Así mismo se observo que el magnesio desplazo a la plata identificando el agente

reductor y el oxidante:

Mg + Ag(NO3) Mg(NO3) + Ag

Mg0 Mg+2 agente reductor

Ag+2 Ag 0 agente oxidante

CONCLUSIONES

Después de una breve investigación se pudo concluir que las ecuaciones de oxido

reducción son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones

asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma

parte se transforma desde un estado inicial a otro final. Igualmente se conoció que el

agente reductor es aquel que gana electrones, es decir el que se oxida, y el agente

oxidante es aquel que pierde electrones, es decir el que se reduce.

Con la realización de esta práctica se pudo observar como los elementos con mayor

facilidad de oxidación desplazan a los de menor oxidación.

De la misma manera se pudo saber que cuando un metal se oxida, parece que se

deshace al reaccionar para formar distintos compuestos; una oxidación extensa puede dar

pie a la falla de piezas metálicas de maquinaria o el deterioro de estructuras metálicas.

Finalmente se concluyo que se cumplió con la tarea propuesta, ya que se pudo

comprobar experimentalmente la capacidad de oxidación de algunos elementos químicos

como: zinc, plomo, hierro, estaño, magnesio y plata entre otros; de la misma manera con

ayuda de la práctica se pudo identificar el agente oxidante y reductor en cada reacción.

BIBLIOGRAFÍA

"Reacción química." Microsoft® Encarta® 2009 [DVD]. Microsoft Corporation, 2008.

Wikipedia. Oxidante. Obtenido el 29 de abril de 2010 en

http://es.wikipedia.org/wiki/Oxidante

Wikipedia. Reductor. Obtenido el 2 de mayo de 2010 en

http://es.wikipedia.org/wiki/Reductor

"Reacción de oxidación-reducción." Microsoft® Encarta® 2009 [DVD]. Microsoft

Corporation, 2008.

"Precipitación (química)." Microsoft® Encarta® 2009 [DVD]. Microsoft Corporation, 2008.

Mi tecnológico. Reacciones de oxido reducción. Obtenido el 2 de mayo de 2010 en

http://www.mitecnologico.com/Main/ReaccionesDeOxidoReduccion