REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

INSTITUTO TECNOLÓGICO SUPERIOR DE PEROTE

1. Reacciones de óxido reducción.

Los electrones poseen diferentes cantidades de energía potencial dependiendo de su distancia al núcleo del átomo y de la atracción ejercida por el núcleo sobre ellos. Un ingreso de energía lanzará a un electrón a un nivel energético más alto, pero si no se añade energía, el electrón permanecerá en el nivel energético más bajo que encuentre disponible.

Las reacciones químicas son transformaciones de energía en virtud de las cuales la energía almacenada en los enlaces químicos se transfiere a otros enlaces químicos recién formados. En estas transferencias, los electrones se desplazan de un nivel de energía a otro. En muchas reacciones, los electrones pasan de un átomo o molécula a otro, son de gran importancia en los sistemas vivos, y se conocen como reacciones de oxido-reducción -o redox-. La pérdida de un electrón se denomina oxidación y el átomo o molécula que pierde el electrón se dice que se ha oxidado. La razón de que la pérdida de electrones se conozca como oxidación es que el oxígeno, que atrae muy fuertemente a los electrones, es el que por lo general actúa como aceptor de electrones.

La reducción es, por el contrario, la ganancia de un electrón. La oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente, porque el electrón que pierde el átomo oxidado es aceptado por otro átomo que se reduce en el proceso. En las reacciones de oxidación-reducción se produce un movimiento de electrones de un átomo a otro. Un átomo o molécula que pierde electrones se oxida; el que los gana se reduce.

1.1. Conceptos básicos.1.1.1. Número de oxidación.

¿Cómo puede determinarse que se ha efectuado una reacción de oxidación-reducción? Esto se logra detectando cualquier desplazamiento electrónico ocurrido durante la reacción. Para indicar los cambios electrónicos, se utiliza el número de oxidación de los átomos de la reacción. El número de oxidación es la carga aparente de un átomo cuando se asigna un cierto número de electrones a determinados átomos o iones. El cambio de los números de oxidación durante una reacción indica la realización de una reacción de oxidación-reducción.

Por ejemplo, supóngase que el hierro, como reactante tiene un número de oxidación de 2+. Si el hierro aparece como producto con un número de oxidación diferente de 2+ por ejemplo, 3+ ó 0, se ha efectuado una reacción redox (óxido-reducción).

QUÍMICA ANALÍTICA Página 1


Este número de oxidación depende en principio de la posición que tienen los elementos en la tabla periódica y del hecho que presentan los elementos de adquirir la estructura atómica de los gases nobles, es decir el tener ocho electrones en su último nivel de energía.

Una de las reglas fundamentales de la química es que un átomo que contiene ocho electrones en su nivel más externo es particularmente estable. Esta regla se llama regla del octeto. Aunque el átomo de helio tiene únicamente dos electrones en su nivel más externo, también es uno de los elementos excepcionalmente estables. Su nivel más externo también es el primer nivel y sólo acomoda un par de electrones. Por tanto, su nivel más externo está completamente lleno. De manera que se considerara que la regla del octeto no incluye al helio.

1.1.2. Oxidación y Reducción.

Oxidación

Originalmente, el término oxidación se asignó a la combinación del oxígeno con otros elementos. Existían muchos ejemplos conocidos de esto. El hierro se enmohece y el carbón arde. En el enmohecimiento, el oxígeno se combina lentamente con el hierro formando óxido ferroso (Fe2 O3); en la combustión, se combina rápidamente con el carbón para formar CO2. La observación de estas reacciones originó los términos oxidación “lenta” y "rápida”.

Sin embargo, los químicos observaron que otros elementos no metálicos se combinaban con las sustancias de la misma manera que lo hacia el oxígeno con dichas sustancias. El oxígeno, el antimonio y el sodio arden en atmósfera de cloro y el hierro en presencia de flúor. Como estas reacciones eran semejantes, los químicos dieron una definición de oxidación más general. Los reactantes O2 o Cl2, eliminaban electrones de cada elemento. Por tanto, la oxidación se definió como el proceso mediante el cual hay pérdida aparente de electrones de un átomo o ión.

Reducción

Originalmente una reacción de reducción se limitaba al tipo de reacción en la cual los óxidos se “reducían" (se desprendían) de sus óxidos. El óxido de hierro se "reducía” a hierro con monóxido de carbono. El óxido de cobre (II) podía “reducirse” a cobre con hidrógeno. En estas reacciones se eliminaba oxígeno y se obtenía el elemento libre. El elemento libre puede obtenerse de otras maneras. La inmersión de un clavo de hierro en una solución de sulfato de cobre (II) causa una reacción en la cual se produce cobre libre.



La semejanza entre las reacciones de oxidación-reducción condujo a los químicos a formular una definición más general de reducción: La reducción es un proceso mediante el cual los átomos o iones adquieren electrones.

1.1.3. Agente oxidante y agente reductor.

Agentes oxidantes y reductores

En una reacción de oxidación-reducción hay transferencia de electrones. Todos los electrones intercambiados durante una reacción deben tomarse en cuenta. Por tanto, parece razonable que la oxidación y la reducción ocurran simultáneamente en una reacción: se pierden y se ganan electrones al mismo tiempo. De otro modo, los electrones (electricidad) serían almacenados en los productos. No existe evidencia de tal almacenaje de electrones.

La sustancia que en la reacción suministra electrones es el agente reductor. El agente reductor contiene los átomos que se oxidan (los átomos que pierden electrones). La sustancia que en la reacción gana electrones es el agente oxidante. Este contiene los átomos que se reducen (los átomos que ganan electrones).

Si una sustancia suministra fácilmente electrones se dice que es un agente reductor fuerte. Sin embargo, su forma oxidada normalmente es un agente oxidante débil. Si una sustancia gana electrones con facilidad, se dice que es un agente oxidante fuerte. Su forma reducida es un agente reductor débil.

1.2. Tipos de oxidación.

Por lo general, el término oxidación se aplica a procesos cuyas manifestaciones son lentas (oxidación lenta) y en donde la energía que se produce (siempre energía química) no se percibe porque se disipa en el ambiente, por ejemplo, son fenómenos de oxidación lenta: la respiración, la corrosión de los metales, la putrefacción de la madera, etcétera.

En las oxidaciones rápidas los efectos son inmediatos, claramente visibles, generan grandes cantidades de calor y en ellas, debido a la elevación de la temperatura, se puede producir la llama; a este tipo de reacciones se les llama reacciones de combustión.

Como vimos anteriormente, la oxidación es la pérdida de electrones experimentada por un elemento o un ión en beneficio de otro que se comporta como agente oxidante. Toda pérdida de electrones de una sustancia va acompañada por la ganancia de electrones de otro. A este último proceso se le conoce, como también ya dijimos, con el nombre de reducción.



La oxidación es el proceso que origina y conduce a la corrosión, tendencia que tienen los metales (y en general todos los materiales de la naturaleza) a recuperar su estado original (situación de mínima energía).

La mayoría de los metales, y el caso particular del hierro (acero), se encuentran en la naturaleza en forma de óxidos, sulfuros y carbonatos: Sulfuro de hierro (piritas), Óxido de hierro (hematites roja / parda, magnetita), Carbonato de hierro (siderita) a partir de los cuales pueden obtenerse mediante la aportación de grandes cantidades de energía. Los metales así obtenidos se encuentran en una situación inestable por lo que progresivamente vuelven a su estado natural.

Lo mismo sucede con el Zinc, metal que no se encuentra en la naturaleza tal y como lo conocemos sino que se presenta en forma de Sulfuro de zinc (blenda), Óxido de zinc (cincita), Carbonato de zinc (Smithonita)

La diferencia entre el Hierro y el Zinc la encontramos en que cuando este último se oxida, debido al ataque de los agentes atmosféricos, se recubre de una capa blanca muy estable e insoluble de sales de zinc que impide el progreso de la corrosión mientras nada ni nadie la elimine. En cambio en el hierro, la oxidación se produce progresivamente hasta la total destrucción del metal.

Para realizar el proceso de oxidación se pueden utilizar diferentes mecanismos o sistemas, entre ellos podemos mencionar:

1.2.1. Oxidación química.

Reacción que tiene lugar, por ejemplo, en presencia del oxígeno disuelto del agua en un proceso a través del cual el oxígeno es reducido y el compuesto orgánico es oxidado.

1.2.2. Oxidación electroquímica.

La oxidación electroquímica (depuración electroquímica) se produce mediante reacciones anódicas (indirectas y/o directas) en las que el oxígeno es transferido desde el disolvente (agua) a los productos que deben oxidarse.

La característica principal del tratamiento es que utiliza la energía eléctrica como vector de descontaminación ambiental.

1.2.3. Oxidación biológica.

Llamamos metabolismo al conjunto de reacciones de un organismo. Estas reacciones son producidas por la acción de los microorganismos.

1.3. Balanceo de ecuaciones de óxido reducción (Método ión electrón).



Método del ión-electrón

Descomponer los compuestos en sus iones –los que se formarían en disolución acuosa-.

Identificar elementos que cambian su número de oxidación y escribir semirreacciones iónicas de oxidación y de reducción.

Ajustar las semirreacciones como si éstas tuviesen lugar en medio ácido, con la ayuda de H+ y de H2O.

Ajustar los átomos que no sean H ni O

Ajustar los O, utilizando H2O

Ajustar los H, utilizando H+

Ajustar la carga utilizando e-

Sumar las semirreacciones ponderadas de modo que se equilibre el número de electrones.

Los H+ y H2O auxiliares se eliminarán automáticamente en este paso.

Completar la reacción con los compuestos o iones que no participan en las oxidaciones y reducciones.

Obtener los compuestos que se habían disociado en iones en el paso 1. a partir de esos mismos iones.

1.3.1. Reacciones en medio ácido.



En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.

Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Oxidación:

Reducción:

Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.

Oxidación:

Reducción:

Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.

Oxidación:

Reducción:

Al final tendremos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.


http://es.wikipedia.org/wiki/Cati%C3%B3n


1.3.2. Reacciones en medio básico.

En medio básico se agregan iones hidroxilo (aniones) (OH−) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Separamos las semirreacciones en

Oxidación:

Reducción:

Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).

Oxidación:

Reducción:

Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.

Oxidación:

Reducción:

Obtenemos:

Oxidación:

Reducción:


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


Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

2. Propiedades físicas y químicas.

La sustancias en el mundo, tal y como lo conocemos, se caracterizan por sus propiedades físicas o químicas, es decir, como reaccionan a los cambios sobre ellas.

Las propiedades físicas son aquellas que se pueden medir, sin que se afecte la composición o identidad de la sustancia. Podemos poner como ejemplo, el punto de fusión (ejemplo del agua). También existen las propiedades Químicas, las cuales se observan cuando una sustancia sufre un cambio químico, es decir, en su estructura interna, transformándose en otra sustancia, dichos cambios químicos, son generalmente irreversibles. (Ejemplo formación de agua, huevo cocido, madera quemada).

Otro grupo de propiedades que caracterizan la materia son las Extensivas e Intensivas, las propiedades Extensivas se caracterizan porque dependen de la cantidad de materia presente. La masa es una propiedad Extensiva, mas materia significa mas masa, además, las propiedades Extensivas se pueden sumar (son aditivas), el Volumen también lo es.

Las propiedades Intensivas, no dependen de la cantidad de masa, además, no son aditivas, tenemos un ejemplo, la densidad, esta no cambia con la cantidad de materia, la temperatura también es una propiedad intensiva.

2.1. Propiedades de los elementos de la tabla periódica.2.1.1. Propiedades generales de los metales.

Poseen bajo potencial de ionización y alto peso específico

Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 1 a 3 electrones.

Son sólidos a excepción del mercurio (Hg), galio (Ga), cesio (Cs) y francio (Fr), que son líquidos

Presentan aspecto y brillo metálicos

Son buenos conductores del calor y la electricidad



Son dúctiles y maleables, algunos son tenaces, otros blandos

Se oxidan por pérdida de electrones

Su molécula está formada por un solo átomo, su estructura cristalina al unirse con el oxígeno forma óxidos y éstos al reaccionar con el agua forman hidróxidos

Los elementos alcalinos son los más activos

2.1.2. Propiedades generales de los no metales.

Tienen tendencia a ganar electrones

Poseen alto potencial de ionización y bajo peso específico

Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 4 a 7 electrones

Se presentan en los tres estados físicos de agregación

No poseen aspecto ni brillo metálico

Son malos conductores de calor y la electricidad

No son dúctiles, ni maleables, ni tenaces

Se reducen por ganancia de electrones

Sus moléculas están formadas por dos o más átomos

Al unirse con el oxígeno forman anhídridos y éstos al reaccionar con el agua, forman oxiácidos

Los halógenos y el oxígeno son los más activos

Varios no-metales presentan alotropía

La mayoría de los elementos se clasifican como metales. Los metales se encuentran del lado izquierdo y al centro de la tabla periódica. Los no metales, que son relativamente pocos, se encuentran el extremo superior derecho de dicha tabla. Algunos elementos tienen comportamiento metálico y no metálico y se clasifican como metaloides y semimetales.

Los no metales también tienen propiedades variables, al igual que los metales. En general los elementos que atraen electrones de los metales con mayor eficacia se encuentran en el extremo superior derecho de la tabla periódica.

2.2. Propiedades y aplicaciones de algunos elementos de la tabla periódica.



El ruso Dimitri Mendeleev y el alemán Julio Lotear Meyer trabajando por separado, llegaron a ordenar los elementos químicos, basándose en sus propiedades físicas y químicas.

2.2.1. Grupo I

Los metales alcalinos son aquellos que se encuentran en el primer grupo dentro de la tabla periódica.

Con excepción del hidrógeno, son todos blancos, brillantes, muy activos, y se les encuentra combinados en forma de compuestos. Se les debe guardar en la atmósfera inerte o bajo aceite.

Los compuestos de los metales alcalinos son isomorfos, lo mismo que los compuestos salinos del amonio. Este radical presenta grandes analogías con los metales de este grupo.

Estos metales, cuyos átomos poseen un solo electrón en la capa externa, son monovalentes. Dada su estructura atómica, ceden fácilmente el electrón de valencia y pasan al estado iónico. Esto explica el carácter electropositivo que poseen, así como otras propiedades.

Los de mayor importancia son el sodio y el potasio, sus sales son empleadas industrialmente en gran escala.

2.2.2. Grupo II

Se conocen con el nombre de metales alcalinotérreos los seis elementos que forman el grupo IIA del sistema periódico: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Son bivalentes y se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de sus óxidos.

El radio es un elemento radiactivo.

Estos elementos son muy activos aunque no tanto como los del grupo I. Son buenos conductores del calor y la electricidad, son blancos y brillantes.

Como el nombre indica, manifiestan propiedades intermedias entre los metales alcalinos y los térreos; el magnesio y, sobre todo, el berilio son los que más se asemejan a estos.

No existen en estado natural, por ser demasiado activos y, generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos, generalmente insolubles.



Estos metales son difíciles de obtener, por lo que su empleo es muy restringido.

2.2.3. Grupo III

El boro es menos metálico que los demás. El aluminio es anfótero. El galio, el indio y el talio son raros y existen en cantidades mínimas. El boro tiene una amplia química de estudio.

2.2.4. Grupo IV

El estudio de los compuestos del carbono corresponde a la Química Orgánica. El carbono elemental existe como diamante y grafito.

El silicio comienza a ser estudiado ampliamente por su parecido con el carbono. Los elementos restantes tienen más propiedades metálicas.

2.2.5. Grupo V

Se considera a este grupo como el más heterogéneo de la tabla periódica. El nitrógeno está presente en compuestos tales como las proteínas, los fertilizantes, los explosivos y es constituyente del aire. Como se puede ver, se trata de un elemento tanto benéfico como perjudicial. El fósforo tiene ya una química especial de estudio, sus compuestos son generalmente tóxicos. El arsénico es un



metaloide venenoso. El antimonio tiene gran parecido con el aluminio, sus aplicaciones son más de un metal.

2.2.6. Grupo VI

Los cinco primeros elementos son no-metálicos, el último, polonio, es radioactivo. El oxígeno es un gas incoloro constituyente del aire. El agua y la tierra. El azufre es un sólido amarillo y sus compuestos por lo general son tóxicos o corrosivos. La química del teluro y selenio es compleja.

2.2.7. Grupo VII

El flúor, el cloro, el bromo, el yodo y el astato, llamados metaloides halógenos, constituyen el grupo de los no metales monovalentes. Todos ellos son coloreados en estado gaseoso y, desde el punto de vista químico, presentan propiedades electronegativas muy acusadas, de donde se deriva la gran afinidad que tienen con el hidrógeno y los metales.

Los formadores de sal se encuentran combinados en la naturaleza por su gran actividad. Las sales de estos elementos con los de los grupos I y II están en los mares. Las propiedades de los halógenos son muy semejantes. La mayoría se sus compuestos derivados son tóxicos, irritantes, activos y tienen gran aplicación tanto en la industria como en el laboratorio.

El astatinio o ástato difiere un poco del resto del grupo.

2.2.8. Elementos de transición.

Esta es una familia formada por los grupos IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, IB y IIB, entre los que se encuentran los elementos cobre, fierro, zinc, oro, plata, níquel y platino.



Las características de los metales de transición son muy variadas, algunos se encuentran en la naturaleza en forma de compuestos; otros se encuentran libres

Estos elementos no son tan activos como los representativos, todos son metales y por tanto son dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición, conductores del calor y la electricidad. Poseen orbitales semilleros, y debido a esto es su variabilidad en el estado de oxidación.

Debido al estado de oxidación, los compuestos son coloridos.

2.2.9. Gases raros o nobles.

Los gases nobles, llamados también raros o inertes, entran, en escasa proporción, en la composición del aire atmosférico. Pertenecen a este grupo el helio, neón, argón, criptón, xenón y radón, que se caracterizan por su inactividad química, puesto que tienen completos sus electrones en la última capa. No tienen tendencia por tanto, ni a perder ni a ganar electrones. De aquí que su valencia sea cero o que reciban el nombre de inertes, aunque a tal afirmación se tiene hoy una reserva que ya se han podido sintetizar compuestos de neón, xenón o kriptón con el oxígeno, el flúor y el agua.

El helio se encuentra en el aire; el neón y el kriptón se utilizan en la iluminación por sus brillantes colores que emiten al ser excitados, el radón es radioactivo.

GLOSARIO

Alotropía (del griego: allos, otro, y tropos, manera) en química es la propiedad que poseen determinados elementos químicos de presentarse bajo estructuras moleculares diferentes, como el oxígeno, que puede presentarse como oxígeno atmosférico (O2) y como ozono (O3), o con características físicas distintas, como



el fósforo, que se presenta como fósforo rojo y fósforo blanco (P4), o el carbono, que lo hace como grafito, diamante y fulereno. Para que a un elemento se le pueda denominar como alótropo, sus diferentes estructuras moleculares deben presentarse en el mismo estado físico. Las propiedades alotrópicas se presentan en elementos que tienen una misma composición, pero aspectos diferentes; por lo tanto, la propiedad debe observarse en el mismo estado de agregación de la materia y es característico del estado sólido.

Anfótero es la molécula que contiene un radical base y otro ácido, pudiendo así actuar bien como ácido, o bien como base, según el medio en que se encuentre, como sucede con los aminoácidos. Son también anfóteros por naturaleza los iones intermedios de los ácidos polipróticos. Las sustancias clasificadas como anfóteras tienen la particularidad de que la carga eléctrica de la parte hidrofílica cambia en función del pH del medio. Actúan como bases en medios ácidos y como ácidos en medios básicos, para contrarrestar el pH del medio. Los tensioactivos que son anfóteros poseen una carga positiva en ambientes fuertemente ácidos, presentan carga negativa en ambientes fuertemente básicos, y en medios neutros tienen forma intermedia híbrida, Ion Mixto.

Ductilidad es la propiedad que presentan algunos metales y aleaciones cuando, bajo la acción de una fuerza, pueden deformarse sin romperse permitiendo obtener alambres o hilos. A los metales que presentan esta propiedad se les denomina dúctiles. En otros términos, un material es dúctil cuando la relación entre el alargamiento longitudinal producido por una tracción y la disminución de la sección transversal es muy elevada.

Maleabilidad es la propiedad de la materia, que junto a la ductilidad presentan los cuerpos a ser labrados por deformación. Se diferencia de aquélla en que mientras la ductilidad se refiere a la obtención de hilos, la maleabilidad permite la obtención de delgadas láminas de material sin que éste se rompa. También presenta esta característica, en menor medida, el aluminio habiéndose popularizado el papel de aluminio como envoltorio conservante para alimentos así como en la fabricación de tetra-brick. Todo aquello que se puede reducir a láminas.

Ionización es el proceso químico o físico mediante el cual se producen iones, estos son átomos o moléculas cargadas eléctricamente debido al exceso o falta de electrones respecto a un átomo o molécula neutra. A la especie química con más electrones que el átomo o molécula neutra se le llama anión, y posee una carga neta negativa, y a la que tiene menos electrones catión, teniendo una carga neta positiva. Hay varias maneras por las que se pueden formar iones de átomos o moléculas.



Tenacidad es la energía total que absorbe un material hasta romperse, formando dislocaciones y por lo tanto la fractura. En mineralogía la tenacidad es la resistencia que opone un mineral u otro material a ser roto, molido, doblado o desgarrado, siendo una medida de su cohesión. Para describir las distintas clases de tenacidad en los minerales se utilizan los términos:

Frágil (fragilidad): Cualidad de un mineral relativa a la facilidad de romperse o reducirse a polvo.

Maleable (maleabilidad): Cualidad de un mineral relativa a la facilidad de conformarse en hojas delgadas por percusión.

Sectil (sectilidad): Cualidad de un mineral relativa a la facilidad para cortar en virutas delgadas con un cuchillo.

Dúctil (ductilidad): Cualidad de un mineral relativa a la facilidad de estirarlo en forma de hilos.

Flexible (flexibilidad): Cualidad de un mineral relativa a la facilidad para ser doblado, pero sin recuperar su forma original una vez que termina la presión que lo deformaba.

Elástico (elasticidad): Cualidad de un mineral relativa a la facilidad para recobrar su forma primitiva al cesar la fuerza que lo ha deformado.

Isomorfo: igual forma. Aplicase a los cuerpos de diferente composición química e igual forma cristalina, que pueden cristalizar asociados.


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