Química y biología

Reacciones de Oxidación – Reducción (redox)

Semana 13

1

Contenidos de la Unidad

1. Definición y aplicación de reacciones de reducción – oxidación

2. Semireacciones

3. Número de oxidación

4. Balance de reacciones redox por el método del ion-electrón

5. Valoraciones redox

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Reacciones de oxidación-reducción

• Reacciones de transferencia de electrones

• Forman una parte importante del mundo que nos rodea

• Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso

3

Aplicación: redox

Pilas

4

• La formación del óxido de magnesio (MgO) :

2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)

• Por conveniencia, este proceso se visualiza como en dos etapas, una implica la pérdida de cuatro e- de parte de los dos átomos de Mg, y la otra, la ganancia de los cuatro e- por una molécula de O2:

2Mg → 2Mg2+ + 4e–

O2 + 4e– → 2O2–

• Cada una de estas etapas se denomina semirreacción

Reacciones de Oxidación-Reducción

5

• La suma de las semirreacciones produce la reacción global:

2Mg + O2 + 4e– → 2Mg2+ + 2O2– + 4e–

o si se cancelan los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación:

2Mg + O2 → 2Mg2+ + 2O2–

Por último, los iones Mg2+ y O2– se combinan para formar MgO:

2Mg2+ + 2O2– → 2MgO

Reacciones de Oxidación-Reducción

6

• El término semirreacción de oxidación se refiere a la reacción que implica la pérdida de electrones

• El término semirreacción de reducción se refiere a la reacción que implica la ganancia de electrones

• A cada reacción se le conoce como “semirreaccion” pues ambas deben ocurrir en paralelo

Semirreacciones de Oxidación y de Reducción

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Ejemplo

• El cobre metálico reduce los iones plata en una

disolución de nitrato de plata

Cu(s) + 2AgNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s)

• La reaccion redox será:

Cu(s) + 2Ag+(ac) → Cu2+

(ac) + 2Ag(s)

• Donde las semireacciones serán:

Cu(s) → Cu2+(ac) + 2e-

2Ag+(ac) + 2e- → 2Ag(s)

Semireacción de Oxidación

Semireacción de Reducción

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Número de Oxidación

• Para hacer un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar números de oxidación a los reactivos y productos

• El número de oxidación de un átomo representa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula si los electrones fueran transferidos completamente

• Por ejemplo:

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

S(s) + O2(g) → SO2(g)

0 0 +1 -1

0 0 +4 -2

Números de

oxidación

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Número de Oxidación

• Para hacer un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar números de oxidación a los reactivos y productos

• El número de oxidación de un átomo representa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula si los electrones fueran transferidos completamente

• Por ejemplo:

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

S(s) + O2(g) → SO2(g)

0 0 +1 -1

0 0 +4 -2

Números de

oxidación

10

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

S(s) + O2(g) → SO2(g)

• El numero de oxidación de los elementos siempre es cero (H2, Cl2, S)

• La suma de los números de oxidación del H y del Cl en el HCl (+1 y –1) es cero

• Si se añaden cargas en el S (+4) y en los dos átomos de O [2 × (–2)], el total es cero

• Las moléculas de HCl y SO2 son neutras y por tanto las cargas se deben cancelar

0 0 +1 -1

0 0 +4 -2

Ejemplo: Número de Oxidación

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• Los números de oxidación permiten identificar, a simple vista, los elementos que se han oxidado y reducido:

• Los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación se han oxidado

• Los elementos que muestran un número de oxidación menor se han reducido

Número de Oxidación

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Reglas para asignar el número de oxidación

1. En los elementos libres cada átomo (H2, Br2, Na, Be) tiene un número de oxidación de cero

2. Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número de oxidación es igual a la carga del ion: el ion Li+ tiene un número de oxidación de +1

3. El número de oxidación del oxígeno es –2 en la mayoría de los compuestos (por ejemplo, MgO y H2O), pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2) y en el ion peróxido (O2

2-) es –1 4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando

está enlazado con metales en compuestos binarios. En estos casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su número de oxidación es –1

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5. El flúor tiene un número de oxidación de –1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se encuentran como iones halogenuro en los compuestos

6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero

7. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ion.

Reglas para asignar el número de oxidación

14

Número de Oxidación

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Estado de oxidación Ejemplos:

0

O0

2O

1 7 2

4K MnO 27

4MnO

1 1

Na H 1 2

2H O 1 1

2 2H O 1 2 1

NaO H

13

4N H

1 2 1

3H C F 4 1

4C F 4 1

4C H 3 1

2 6C H 2 1

2 4C H 1 1

2 2C H

2 2

FeO 3 2

2 3Fe O 8/3 2

3 4Fe O 2 3

2 3FeO Fe O

25

3N O

1 23 5

4 3N H N O

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Resumen

• Oxidación:

– aumento del e.o. o pérdida de electrones

• Reducción:

– disminución del e.o. o ganancia de electrones

• Reacción redox o de oxidación-reducción:

– reacción de transferencia de electrones, en la que algunos elementos se oxidan y otros se reducen

• Oxidante:

– reactivo que gana electrones y se reduce

• Reductor:

– reactivo que cede electrones y se oxida

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Ejemplos

3 2 2 2 0 4 2

2 3 23 2 3Fe O C O Fe C O

gana electrones pierde electrones Fe Cy se reduce de +3 a 0 y se oxida de +2 a +4

es el oxidante es el reductor CO2 3Fe O

se reduce a se oxida a CO2 3Fe O 2COFe

3C(g) → 3C(g) + 6e-

2Fe+3 + 6e- → 2Fe(s)

Semireacción de Oxidación

Semireacción de Reducción

+2 +4

+3 0

18

1 20 02

( ) ( ) ( ) ( )2 2s ac ac sCu Ag Cu Ag

gana electrones pierde electrones Ag Cuy se reduce de +1 a 0 y se oxida de 0 a +2

es el oxidante es el reductor CuAg

se reduce a se oxida a CuAg 2Cu Ag

Ejemplos

Cu(s) → Cu2+(ac) + 2e-

2Ag+(ac) + 2e- → 2Ag(s)

Semireacción de Oxidación

Semireacción de Reducción

0 +2

+1 0

19

1 12 1 0 1 1

2R H NAD R H NAD H

gana electrones pierde electrones NAD Ry se reduce de +1 a -1 y se oxida de -2 a 0

es el oxidante es el reductor 2RHNAD

se reduce a se oxida a 2RHNADRNADH

NAD : (coenzima de función metabólica) dinucleótido de nicotinamida-adenina

NAD : forma oxidada del NAD

NADH : forma reducida del NAD

2RH NAD R H NADH

2NAD H e NADH

2 2 2RH R H e

Reacción redox global

semirreacción de reducción

semirreacción de oxidación

Ejemplos

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Ajustes de reacciones redox • Método del ión-electrón

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

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

3. Ajustar las semirreacciones como si éstas tuviesen lugar en medio ácido, con la ayuda de H+ y de H2O. 1. Ajustar los átomos que no sean H ni O

2. Ajustar los O, utilizando H2O

3. Ajustar los H, utilizando H+

4. Ajustar la carga utilizando e-

4. Sumar las semirreacciones ponderadas de modo que se equilibre el número de electrones. 1. Los H+ y H2O auxiliares se eliminarán automáticamente en este paso.

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

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

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Ajustes de reacciones redox globales

Ejemplo:

4 2 2 2 4 2 4 2 4 2KMnO H O H SO O MnSO K SO H O

1. 2 2 2 2

4 2 2 4 2 4 4 2K +MnO H O 2H +SO O Mn +SO 2K +SO H O

2+3.

2

4 28H +MnO 5 Mn 4H Oe

72

4Mn O Mn

- +

2 2 2H O O + 2e + 2H

1 0

2 22H O O

2

4 2MnO Mn 4H O

2

4 28H +MnO Mn 4H O +

2 2 2H O O + 2H

3.2

3.3

3.4

4. 2

4 28H +MnO 5 Mn 4H O 2e

- +

2 2 2H O O + 2e + 2H 5

+ 2

4 2 2 2 22MnO 5H O 6H 5O 2Mn 8H O 22

Ajustes de reacciones redox globales

5. + 2

4 2 2 2 22MnO 5H O 6H 5O 2Mn 8H O

2 2

4 43SO 3SO

2K 2K

2 2 2 2

4 2 2 4 2 4 4 22K +2MnO 5H O 6H +3SO 5O 2Mn +2SO 2K +SO 8H O

6. 4 2 2 2 4 2 4 2 4 22KMnO 5H O 3H SO 5O 2MnSO K SO 8H O

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Valoraciones redox • Determinación de la concentración de un reactivo en una

disolución por medio de una reacción redox (ajustada) – El punto de equivalencia se determina por un cambio brusco:

cambio de color, aparición de precipitado, ...

– Ejemplo: Valoración redox de MnO4- (permanganato) con HSO3

- (bisfulfito) en medio ácido

2 2

4 2 3 4 22 5 2 5 3 4MnO H SO Mn SO H O H

Problema: 4 ( )KMnO ac 4[ ]MnO

desconocida problemaV conocido

Valorante: 3( )NaHSO ac 3[ ]NaHSO conocida

valoranteV

Se añaden gotas de un ácido fuerte, p.ej. 2 4H SO

2 3 2 3 3H SO H O HSO H O

incoloro violeta

Se determina el punto de equivalencia por cambio de color: de violeta a incoloro. Se mide

4[ ]MnO

3[ ]valoranteV NaHSO2 3mol H SO 4

2 3

2

5

mol MnO

mol H SO

problemaV24