Prentice-Hall ©2002Burns 4/e Chapter 17 Slide 1 of 36 REACCIONES REDOX Oxidacion y Reduccion

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REACCIONES REDOX

Oxidacion y Reduccion


Alimentos y Combustibles son ricos en energía.

• La glucosa, C6H12O6, un simple azúcar es una forma reducida de materia. La Glucosa es oxidada cuando reacciona con el oxígeno por combustión o metabolismo:C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O + energía

• Note que la reacción es exotermica.– CO2 y H2O son formas oxidadas de materia.

– Ellas tienen baja energía.


Fotosintesis

• La reaccion inversa es una reducción:

– 6CO2 + 6H2O + energy C6H12O6 + 6O2

– Es una reaccioón endotérmica.– La energía es sumistrada por la luz solar.


Numeros de oxidación

• Numero de oxidación-carga iónica y carga aparente asignada a átomos en los compuestos.

• Se denomina Estado de Oxidacion.

• Los elementos pueden tener diferentes números de oxidación.


Reglas para asignar números de oxidación

• Un elemento no combinado tiene un numero de oxidación cero: K, Fe, H2, O2.

• Para un compuesto la suma de los números de oxidación es cero.

• Para un ión poliatómico, la suma de los numeros de oxidación es igual a la carga del ión.

• Para un ión monoatómico la carga corresponde al número de oxidación: Na+ is +1, O2- is -2.


• Cuando el oxígeno está presente en un compuesto o ion poliatómico, se le asigna un numero de oxidación de -2 (excepto para los peróxidos como H2O2, en el cual es -1).

• El Hidrógeno tiene número de oxidación +1, excepto en hidruros metálicos (LiAlH4).


Como determinar números de oxidación.

• Considere los números de oxidación conocidos en la fórmula (escríbalos encima o abajo). Considere como x el desconocido.

• Multiplique el número de oxidación por el coeficiente correspondiente.

• Escriba una ecuación matemática en la cual la suma de los números de oxidación sea igual a cero para un compuesto o la carga para un ión poliatómico.

• Resuelva la ecuación para encontrar el valor de x.


Ejemplo.• Determine el número de oxidacion del S en el

H2SO4.

• El número de oxidación del H es +1.

• El número de oxidación del O is -2 ya que no es un peróxido.

• La suma de los núm,eros de oxidación es 0

• Resolviendo x:

• 0 = 2(+1) + x + 4(-2); 0= -6 + x; x = +6


Cr2O72-

• Determine el núm,ero de oxidación del Cr en Cr2O7

2-.

• El número de oxidación del oxígeno es -2. La suma de los números de oxidación es -2.

• Formulando una ecuación matemática , y considerando como x el num de oxidación del Cr.

• -2 = 2x + 7(-2) = 2x - 14• 2x = -2 + 14, 2x = 12; x = 12/2 = +6


REDOX• Muchas reacciones son de oxidación-reducción y

se les denomina reacciones REDOX.

• La oxidación y la reducción ocurre en la misma reacción. Uno de los reactantes es oxidado y otro es reducido.

• En REDOX ocurre transferencia de electrones de un reactante a otro.

• Existen varias definiciones de oxidación y de reducción..


Oxidation

• El termino oxidaci,on puede ser definido de diferentes formas:– 1. Ganancia de oxigeno– 2. Pérdida de hidrógeno– 3. Pérdida de electrones– 4. Aumento de número de oxidation.


Ejemplos de reacciones de oxidación• Combustion:

– C + O2 CO2

– CH4 + 2O2 CO2 + H2O + heat

• Corrosion:– 4Fe + 3O2 2Fe2O3

• Pérdida de hidrógeno:– CH3OH CH2O + H2

• Pérdidad de electrones (aumento en el número de oxidación)– Mg + Cl2 Mg2+ + 2Cl-

Cu


Reduction

• El término reduccion también se define de varias maneras:– 1. Pérdida oxigeno– 2. Ganancia de hidrógeno – 3. Ganancia de electrones– 4. Disminución del número de oxidación.


Reacciones de Reducción

• Reducción de óxidos metálicos:– CuO + H2 Cu + H2O

• Pérdida de oxígeno:– 2KClO3 2KCl + 3O2

• Ganancia de hidrógeno:– CO + 2H2 CH3OH

• Ganancia de electrones:– Cu2+ + 2e- Cu

heat


Una reacción REDOX

• CuO + H2 Cu + H2O• En esta reacción el CuO es reducido (el número de

oxidación del Cu cambia de +2 to 0).• El H2 causa la reducción y es denominado agente

reductor.• El H2 es oxidado ( el número de oxidación va

desde ( 0 to +2).• El CuO causa la oxidación y se denomina agente

oxidante.


Definitions

• Agente oxidante: es el que en una reacción química causa oxidación y el se reduce.

• Agente reductor: el que en una reacción causa reducción y el mismo se oxida.


Insert figure 17.5

Oxidación/reducción. Definiciones


Agentes Oxidantes

• Oxígeno, O2

– 4CH4 + 3O2 2C2H2 + 6H2O

• Ión permanganato, MnO4-

– MnO4- + 2Fe2+ + 8H+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O

• Ión dichromato, Cr2O72-

– 8H++Cr2O72-+3C2H5OH 2Cr3++3C2H4O+7H2O

• Cloro, Cl2

– Mg + Cl2 Mg2+ + 2Cl-


Ejemplo reacción REDOX

• Considere la reacción:

• Cu(s) + 4H+(aq) + 2NO3-(aq) Cu2+(aq) +

2H2O(l) + NO2(g)

• Asigne número de oxidación a cada elemento en reactantes y productos. ¿Cuáles elementos son oxidados? ¿Cuáles son reducidos? Cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor.


Respuesta• Cu(s) + 4H+(aq) + 2NO3

-(aq) Cu2+(aq) + 2H2O(l) + NO2(g)

• Números de oxidación:– Reactantes: Productos Proceso Agente

• Cu 0 Cu2+ +2 ox reductor agente

• H+ +1 H+ +1 nc

• O -2 O -2 nc

• N: -1= N + 3(-2) N: 0 = N +2(-2)

• N +5 N +4 red

• NO3- oxidante agente


Agentes reductores

• Carbon, C– SnO2 + C Sn + CO2

• Hidrógeno, H2

– WO3 + 3H2 W + 3H2O

• Monóxido de Carbono– FeO + CO Fe + CO2


Semi Reacciones

• Las semireaciones REDOX pueden ser divididas en dos partes: semireacción de reducción y semireacción de oxidaciónn.

• La división en semireacciones permite balancear una ecuación REDOX.


Balancear la siguiente ecuación:

• MnO4- + Fe2+ Fe3+ + Mn2+

• Divida la ecuación en dos semireacciones:– MnO4

- Mn2+

– Fe2+ Fe3+

• Balancee los átomos con coeficientes adecuados

• Balancee el O utilizando H2O

– MnO4- Mn2+ + 4H2O

• (continua)


• MnO4- + Fe2+ Fe3+ + Mn2+

• Balancee el hidrógeno con H+

– 8H+ + MnO4- Mn2+ + 4H2O

• Balancee electrones con e-

– Fe2+ Fe3+ + e-

– 5e- + 8H+ + MnO4- Mn2+ + 4H2O

• Amplifique por algún número para obtener igual número de electrones– 5Fe2+ 5Fe3+ + 5e-


• MnO4- + Fe2+ Fe3+ + Mn2+

• Sume ambas ecuaciones:– 5e- + 8H+ + MnO4

- Mn2+ + 4H2O

– 5Fe2+ 5Fe3+ + 5e-

5e- + MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O + 5e-

Cancele electrones y otros que estén en ambos lados.

MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O

Revise que átomos y cargas estan balanceados.


Celdas Electroquímicas• La corriente continua puede ser utilizada

para producir reacciones REDOX.

• Este proceso se denomina ELECTROLISIS.

• NaCl fundido puede ser separado en sus elementos:

• 2NaCl(l) 2Na(l) + Cl2(g)

• reducción: Na+ + e- Na (cátodo)

• oxidacción: 2Cl- Cl2 + 2e- (ánodo)


Insert figures 17.7 and 17.8

Celdas Electrolíticas


Electroplating-Electrodeposición

• Un metal puede ser depositado sobre un cátodo desde una solución que contenga sus iones.

• Los iones son reemplazados por oxidación en el anodo:

• Reaction catódica: Ag+(aq) + e- Ag(s)

• Reaction anódica: Ag(s) Ag+(aq)


Insert figure 17.9

Electroplating o Electrodeposición.


Celdas electroquimicas

• Un sistema químico que utiliza corriente eléctrica para producir una reacción química o que genera electricidad como resultado de una reacción química es llamada celda electroquímica.

• Las celdas que utilizan electricidad para hacer una reacción química se denominan celdas electrolíticas.


Celdas Voltaicas

• Las reacciones químicas pueden producir electricidad.

• Un sistema químico que genera electricidad es una celda voltaica o celda galvánica.

• Un ejemplo de una reacción química que puede generar electricidad es la reacción del Zn metálico con los iones cobre (II):

• Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)


Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

• Cuando el Zn es puesto en una solución de iones Cu2+, el Zn se disuelve para formar iones Zn2+ , un depósito de cobre metálico aparece sobre la superficie del Zn.

• La reacción es una reacción REDOX:– Oxidation: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-

– Reduction: Cu2+ + 2e- Cu(s)

• Estas son llamadas semireacciones.


Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)• Las dos semi reacciones:

– Oxidación: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-

– Reducción: Cu2+ + 2e- Cu(s)• El generador de un voltaje eléctrico puede construírse

con dos semiceldas:– Zinc metalico en una solución de Zn2+

– Cobre metálico en una solución de iones Cu2+

• Los metales son conectados con un alambre através del cual puede fluír la corriente eléctrica.

• Las dos soluciones son separadas por una barrera porosa o conectados por un puente salino.


Insert figure 17.10, 17.11

Celdas Voltáicas


Reacciones de semi celdas• En la solución que contiene el Zn, ocurre la oxidación:

– Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-

– El zinc es llamado ánodo.• En la solución conteniendo el cobre, la reducción ocurre:

– Reducción: Cu2+ + 2e- Cu(s)– El cobre es llamado cátodo.

• los electrones fluyen através del alambre desde el ánodo hacia el cátodo. Las cargas en las soluciones son balanceadas por migración de iones a través del puente salino o de la barrera porosa.


Celdas Voltaicas• Las baterías comerciales operan sobre un principio

similar que la celda de Cu/Zn.• Existen varios tipos de celdas hoy en día. • Dos ejemplos son: las pilas de linternas o pilas

secas y la de plomo ácido, utilizada por los automóviles.

• La corrosión de los metales es otro ejemplo de una celda electroquímica. El metal es oxidado y el oxígeno es reducido.

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