ÓXIDO-REDUCCIÓN I

1. ÓXIDO-REDUCCIÓN I

2. CONTENIDOS • Estados de oxidación. • Proceso de oxidación y de reducción. • Agente oxidante y agente reductor. • Balance de ecuaciones redox.

3. OBJETIVOS • Caracterizar el proceso de óxido- reducción. • Identificar agente oxidante y agente reductor.

4. ÓXIDO REDUCCIÓN • Reacciones que se caracterizan por la transferencia de electrones desde un agente reductor hacia un agente oxidante. • Como consecuencia, los estados de oxidación de los elementos que intervienen en el proceso, cambian.

5. ESTADO DE OXIDACIÓN • Carga eléctrica, positiva o negativa, asignada a cada átomo de un compuesto o ión monoatómico o poliatómico, de acuerdo con ciertas reglas.

6. CÁLCULO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN EJEMPLO Encuentre el estado de oxidación de As en el compuesto AsO4-3 AsO4-3 X + 4(-2) = -3 X – 8 = -3 X = +5

7. OXIDACIÓN Es el traspaso de electrones de un elemento, haciendo que éste aumente su estado de oxidación. → Fe+++ Fe++ + ē

8. AGENTE REDUCTOR • Es la entidad que sufre el proceso de oxidación. • En el ejemplo anterior, el ión hierro (II) sufrió un proceso de oxidación puesto que aumentó su número de oxidación, originando el ión hierro (III). Luego, el Fe+2 es el agente reductor. • Resumiendo, el agente reductor es la entidad que provoca una reducción en otra entidad, al ceder electrones a ésta.

9. REDUCCIÓN • Es la ganancia de electrones por parte de un elemento, el cual disminuye su estado de oxidación. → Al0 Al+++ + 3ē

10. AGENTE OXIDANTE Es la entidad que sufre el proceso de reducción. En el ejemplo anterior, el ión aluminio (III) sufrió un proceso de reducción puesto que ganó 3 electrones y originó al ión aluminio. Se observa que hay disminución en el estado de oxidación del aluminio. Luego, el Al +3 es el agente oxidante. Resumiendo, el agente oxidante es la entidad que provoca una oxidación en otra entidad al captar electrones de ésta.

11. REACCIONES REDOX Reducción Oxidación Agente reductor Agente oxidante ↓ ↓ Cede ē Capta ē ↓ ↓ Aumenta su estado de oxidación Disminuye su estado de oxidación ↓ ↓ Se oxida Se reduce

12. oxidación reducción ÓXIDO REDUCCIÓN aumento del estado de oxidación pérdida de electrones ganancia de electrones disminución del estado de oxidación

13. REACCIONES REDOX • En todo proceso de óxido reducción, se verifica la semi reacción de oxidación y la semi reacción de reducción. • Ejemplo Mg 0 Mg +2+ 2é Semi reacción de oxidación. 2 H ++ 2é H2 Semi reacción de reducción. Mg 0 + 2 H + Mg +2 + H2 Reacción total redox.

14. Óxido reducción Oxidante Reductor SnCl2 + Cl2 → SnCl4 E. O. +2 -1 0 +4 -1 Oxidación Reducción

15. BALANCE DE ECUACIONES REDOX • MÉTODO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN EJEMPLO Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO SEMIRREACCIONES Cu 0 Cu +2 + 2é N +5 + 3é N +2

16. Las semirreacciones balanceadas serán: 3 Cu 03 Cu +2 + 6é 2 N +5 + 6é2 N +2 Al sumar ambas semirreacciones: 3 Cu + 2 HNO33 Cu(NO3)2 + H2O + 2 NO • Por último: 3 Cu + 8 HNO33 Cu(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO

17. MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN EJEMPLO HNO3 + H2S NO + H2O + S SEMIRREACCIONES H2S S º + 2é NO3- + 3é NO

18. Las semirreacciones balanceadas serán: 3 H2S 3 S º + 6é + 6 H + 2 NO3 - + 6é + 8 H +2 NO + 4 H2O • Al sumar ambas semirreacciones 2 NO3-+ 2 H + + 3 H2S 2 NO + 4 H2O + 3S • Por último: 2 HNO3- + 3 H2S 2 NO + 4 H2O + 3 S