QUÍMICATEMA 9: “REACCIONES DE

TRANSFERENCIA DE ELECTRONES”En este tema veremos una teoría

para identificar, interpretar e incluso predecir los fenómenos de

oxidación-reducción.

Conceptos de oxidación y reducción

• Oxidación es el proceso en el que una sustancia pierde electrones.

• Reducción es el proceso en el que una sustancia gana electrones.

• Oxidante: sustancia que oxida a otra. Ella se reduce.

• Reductor: sustancia que reduce a otra. Ella se oxida.

• Número de oxidación: carga eléctrica formal (no la real) que se le asigna

a un átomo en un compuesto.

• Reglas para determinar el número de oxidación:

– Se asignará número de oxidación 0 a todos los elementos neutros

libres y a los átomos de moléculas homonucleares (O2, N2…).

1M e M

1X e X

( 2)CO C ( 2)O

– Los metales tienen número de oxidación positivos e iguales a sus

valencias.

– Los cationes y aniones de los compuestos binarios presentarán

números de oxidación positivos y negativos, respectivamente.

– El oxígeno tiene número de oxidación -2, excepto en los peróxidos, en

los que actúa con -1.

– El hidrógeno actúa con número de oxidación +1, excepto en los

hidruros, en los que actúa con -1.

– La suma de los números de oxidación de cada elemento en un

compuesto, multiplicado por el número de veces que este elemento se

presenta, es cero cuando el compuesto es neutro, e igual a la carga del

ión cuando el compuesto presente carga eléctrica.

0 1 1 2 1 0

2 2Zn H Cl Zn Cl H

Ajuste de reacciones Redox

Método del ión-electrón

• Medio ácido:

1. Escribir la reacción que se va a ajustar:

2. Se identifican los átomos que se oxidan y se reducen:

+1 +7 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +2 +6 -2 0 +1 +6 -2 +1 +6 -2

Se reduce

(oxidante) Se oxida

(reductor)

3. Se escriben las semirreacciones iónicas de oxidación y reducción:

Reducción

Oxidación

4 2 4 4 2 2 4 2 4KMnO NaCl H SO MnSO Cl Na SO K SO

4 2 4 4 2 2 4 2 4KMnO NaCl H SO MnSO Cl Na SO K SO

2

4MnO Mn

2Cl Cl

4. Ajustar las semirreacciones de oxidación y reducción por

separado:

• Se ajustan los átomos distintos al oxígeno e hidrógeno.

• Se ajustan los oxígenos y los hidrógenos:

– Se añade una molécula de agua por cada átomo de oxígeno

que falte al miembro con menos átomos de oxígeno. A

continuación se añade el doble de protones al otro miembro.

• Por último se ajusta la carga.

5. Igualar los electrones intercambiados, multiplicando por los

coeficientes correspondientes:

4 2

28 5 4H eMnO Mn H O

22 2Cl Cl e

4 2

28 5( )2 4H e HMn n OO M

25 ( )2 2Cl Cl e

6. Sumar las dos semirreacciones y simplificar las especies que se

encuentren en ambos lados. La ecuación que se obtiene es la iónica:

7. Escribir la ecuación global de forma general:

– Se añade a ambos miembros de la ecuación, los iones que faltan para

completar la reacción.

2

4 22 16 10 2 8 )H eM O On HMn

210 5 10Cl Cl e

2

4 2 22 16 10 2 8 5MnO H Cl Mn H O Cl

2

4 2 22 16 10 2 8 5MnO H Cl Mn H O Cl

2K 2K2

48SO2

48SO10Na 10Na

• Medio básico:

– La ajustamos en medio ácido y cuando tengamos la ecuación iónica

ajustada, eliminamos los protones añadiendo OH- a ambos miembros y

formando agua. De esta forma queda el medio básico.

– Ejemplo:

0 +1 -2 +1 +1 -1 +1 +1 -2

Se reduce

Se oxida

Reducción

Oxidación

4 2 4 4 2 2 4 2 4 22 10 8 2 5 5 8KMnO NaCl H SO MnSO Cl Na SO K SO H O

2Cl NaOH NaCl NaClO

2

2 2

2 2

2 2 4 2

Cl e Cl

Cl H O ClO H e

• Ya la tenemos en medio básico. Ahora la escribimos de forma molecular.

Para ello añadimos los iones que faltan:

2

2 2

2 2

2 2 4 2

Cl e Cl

Cl H O ClO H e

2 22 2 2 2 4Cl H O Cl ClO H

4OH4OH24H O

22H O

4Na 4Na

2 22 4 2 2 2Cl NaOH NaCl NaClO H O

Método del número de oxidación

1. Asignar el número de oxidación a cada uno de los átomos de la

ecuación:

+3 -2 +2 -2 0 +4 -2

Se reduce

Se oxida

2. Identificar los átomos que se oxidan y que se reducen (esquema).

3. Calcular las variaciones producidas en el número de oxidación:

4. Introducir los coeficientes apropiados:

2 3( ) ( ) ( ) 2( )s g s gFe O CO Fe CO

3

2 4

3

2

Fe e Fe

C e C

3

2 4

2

3

( 3 )

( 2 )

Fe e Fe

C e C

5. Escribir la reacción de forma molecular:

3

2 4

2 6 2

3 6 3

Fe e Fe

C e C

2 3( ) ( ) ( ) 2( )3 2 3s g s gFe O CO Fe CO

3 2 42 3 2 3Fe C Fe C

Valoraciones Redox

• El equivalente gramo de un oxidante o un reductor, es la cantidad que se reduce o se oxida por mol de electrones que se intercambia en el proceso.

• Ejemplo:

– Valoramos 20 mL de una disolución de dicloruro de hierro con permanganato de potasio 0,1 M.

– Queremos saber la concentración del dicloruro de hierro.

– La disolución de permanganato de potasio, de color violeta y de concentración conocida (0,1 M) se coloca en la bureta.

– Los 20 mL de disolución de dicloruro de hierro se coloca en el erlenmeyer.

– Se deja caer el permanganato gota a gota hasta que se llegue al punto de equivalencia (el color violeta desaparece) y se anota la cantidad gastada (14,8 mL).

– El propio color de los reactivos pueden servir como indicador del punto final.

– El punto de equivalencia corresponde al momento en el que el agente oxidante ha reaccionado estequiométricamente con todo el agente reductor.

• Por tanto la concentración de la disolución de dicloruro de hierro es 0,37 M.

4 2 3 2 25 8 5 4KMnO FeCl HCl FeCl MnCl KCl H O

22

4

50,0148 0,1 0,0074

1

moles FeClmolL moles FeCl

L mol KMnO

0,00740,37

0,020

molesM M

L