Reacciones de Oxido- Reducción

«REDOX» Semana 5 : 2021

Licda: Isabel Fratti de Del Cid

Reacciones en las cuales cambia el número de oxidación de uno o más elementos presentes en los reactivos. Esto se determina observando los cambios en los números de oxidación de los reactivos y de los productos formados.

Los números de oxidación deben asignarse conforme a las reglas ya vistas.

En toda reacción de oxido-reducción se considera que los electrones se «transfieren de una sustancia a otra». Si una sustancia «pierde» electrones otra debe « ganarlos ».

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La «transferencia de electrones» no siempre es literal, es decir no siempre una sustancia gana los electrones y otra los pierde. Ejemplo en el caso de que los productos oxidados o reducidos presenten enlaces covalentes, forman moléculas y no hay una perdida o ganancia de electrones. Debe considerarse «ganancia de electrones» si el número de oxidación disminuye numéricamente y «pérdida de electrones» si el número de oxidación aumenta numéricamente.

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Oxidación: pérdida de electrones

( aumenta Número de oxidación )

-7, -6, -5, -4, -3, -2, -1, 0 , +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7

Reducción: ganancia de electrones

( disminuye Número de Oxidación)

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Diagrama para determinar procesos de oxidación ó reducción en base a cambios en los números de oxidación.

Oxidación • Proceso en el cual un átomo «pierde electrones» hay

pérdida de cargas negativas por lo tanto hay aumento en el número de oxidación de un elemento hacia un valor más positivo ( incremento de cargas positivas ó disminución de negativas). Ejemplo:

•

5

C 0 C +4

C cambio de 0 a + 4 ( 4 unidades)

Aumenta el número de oxidación ( aumentan las «cargas positivas» )

Mn +2 Mn +7 Cambio de +2 a +7 ( 5 unidades)

Aumenta el número de oxidación ( aumentan las «cargas positivas» )

O -2 O-1 Cambio de -2 a -1 ( 1 unidad )

Aumenta el número de oxidación ( disminuye las «cargas negativas»)

Reducción Proceso en el cual, un átomo «gana» electrones durante una reacción química. Debido a que hay ganancia de cargas negativas, hay disminución en el número de oxidación de un elemento (disminución de cargas positivas ó aumento de cargas negativas) . Ejemplo de reducciones :

6

Cr +6 Cr +3

Cambio en 3 unidades de: +6 a +3

Disminuye el número de oxidación ( disminuyen las «cargas positivas «)

Cl20 Cl -1

Cambio en 1 unidad de : 0 a -1

Disminuye número de oxidación ( aumenta número de «cargas negativas» )

O -1 O -2 Cambio en 1 unidad de : -1 a -2

Disminuye número de oxidación ( aumenta número de «cargas negativas»)

• En Química Orgánica y sistemas biológicos la oxidación también puede observarse a través de:

1-Aumento en la proporción de Oxígenos en los productos:

• CH3CHO CH3COOH

2C : 4H : 1O * 2C : 4H: 2 O *

* : Aumenta proporción de oxígenos( note no hay cambios en el número de los otros átomos )

2- Pérdida ó disminución de Hidrógenos

CH3CH2OH CH3CHO

2C : 6 H * : 1 O 2C : 4H *: 1O

* : Disminuye proporción de Hidrógenos ( note no hay cambios en el número de los otros átomos)

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En Química organica y sistemas biológicos, la reducción también puede observarse a través de:

1-Pérdida de oxígenos ( disminuye proporción de oxígeno):

C 6H5COOH C 6H5CHO

7C : 6 H : 2 O * 7C : 6H : 1 O *

* Disminuye proporción de oxígenos: en reactivo había 2 y en el producto hay 1. ( note no cambia el número de los otros átomos ).

2- Aumento en la proporción de Hidrógenos:

CH3COCOOH CH3CHOHCOOH

3C 4H * 3O 3C 6H * 3O

* Aumenta proporción de Hidrógenos. En el reactivo hay 4H y en el producto 6. ( note no cambia la proporción de los otros átomos)

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Proceso e Oxidación Proceso de reducción

Pérdida de electrones Ganancia de electrones

Valor del número de oxidación «cargas positivas» «cargas negativas»

valor del numero de oxidación «cargas positivas» «cargas negativas»

Reacciones orgánicas Sistemas biológicos

Proporción de oxígenos Proporción de oxígenos

Proporción de Hidrógenos

Proporción de Hidrógenos

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Resumen de los cambios en:

Y

AGENTE OXIDANTE

Sustancia que contiene al elemento que se reduce.

Al reducirse, gana electrones, favoreciendo

que otra sustancia los pierda, es decir se oxide, por eso se llama agente

oxidante.

Debe buscarse del lado de los reactivos ( del lado

izquierdo de la ecuación)

AGENTE REDUCTOR Sustancia que contiene al

elemento que se oxida. Al oxidarse, pierde

electrones, favoreciendo que otra sustancia los gane, es decir que otra

sustancia se reduzca, por eso se llama agente

reductor. Debe buscarse del lado de

los reactivos ( del lado izquierdo de la

ecuación)

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Agente Reductor y Agente Oxidante

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Procedimiento para balancear ecuaciones de oxido-Reducción ( REDOX)

1. Coloque a cada elemento su número de oxidación de acuerdo a normas vistas( semana 4).

Recuerde NO confundir número de oxidación con las cargas que ese elemento genera en el compuesto. 2. Observe los cambios en el número de oxidación de

reactivos a productos e identifique los átomos que cambiaron.

3. Determine el elemento que se oxido ó redujo y en cuantas unidades cambió .

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4. Coloque las unidades de reducción (electrones «ganados»), como coeficiente delante de la sustancia que contiene al elemento que se oxidó. Y las unidades de oxidación (electrones «perdidos») como coeficiente delante de la sustancia que contiene al elemento que se redujo.

5. Balancee del lado de los productos a las sustancias que contienen a los elementos que cambiaron.

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6. Calcule y coloque por «tanteo o simple inspección» coeficientes al resto de las sustancias, que no tuvieron cambios en sus números de oxidación siguiendo el orden:

1. Metales 2. No metales 3. Hidrógenos 4. Oxígenos

7. Verifique que todos los elementos queden balanceados ( es decir se halle el mismo número de ellos en reactivos y productos.)

NOTA : SI LE PIDEN ENCONTRAR:

a) Agente Oxidante y Reductor, búsquelos del lado de los reactivos, de acuerdo a conceptos dados anteriormente.

b) Número total de electrones transferidos: Debe hacerlo en la ecuación balanceada, multiplicando el coeficiente obtenido para la sustancia que contiene al elemento que se oxidó ó redujo por el número de unidades de oxidación o reducción. En ambos casos se debe obtener el mismo número, pues el Número total de electrones «ganados» y «perdidos» debe ser el mismo.

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Ejemplo: Balancee la siguiente ecuación:

HNO3 + H2S - S + NO + H2O

Coloque números de oxidación: a cada átomo, .

H +1 N +5O -2 3 + H2

+1S -2

S 0 + N +2 O - 2 + H2+1 O-2

Note que cambiaron :

N +5 N +2 : Se redujo en 3 unidades

(«ganó»3 electrones)

S -2 S 0 : Se oxidó en 2 unidades

( «perdió «2 electrones)

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Coloque el coeficiente 3 ( unidades de reducción ) al H2S, y al HNO3 el coeficiente 2 ( unidades de oxidación) 2 HNO3 + 3 H2S S + NO + H2O Ahora coloque coeficientes en los productos que poseen elementos que se oxidaron ó redujeron: 2 HNO3 + 3 H2S 3 S + 2 NO + H2O Nota: el H2O, no posee coeficiente, pues sus elementos NO tuvieron cambios, en sus números de oxidación. por eso se le asigna el coeficiente por tanteo: 2 HNO3 + 3 H2S 3 S + 2 NO + 4 H2O La ecuación, quedó balanceada.

Si queremos averiguar cual es el agente Oxidante y el Agente Reductor, los buscamos de el lado de los reactivos:

Agente Oxidante HNO3 ( contiene al elemento que se reduce )

Agente Reductor H2S ( contiene al elemento que se oxida)

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El Número total de electrones transferidos: Debe hacerse en la

ecuación balanceada. Puede usar las unidades de reducción ó de

oxidación multiplicándolas por el coeficiente respectivo

obtenido en la ecuación balanceada:

N +5 + 3 e- N +2

Con la ecuación balanceada:

2 N +5 + 6 e- 2 N +2 Note son 6 e- transferidos

Daria lo mismo si se hace con las unidades de oxidación:

S -2 -2e- S 0

En la ecuación balanceada:

3 S -2 -6 e- 3 S 0 Note son 6 e- transferidos.

En ambos casos debe coincidir el número de electrones ganados y

perdidos: 6 e- ganados = 6 e- perdidos.

La respuesta es : En total 6 e- transferidos

ELEMENTO

QUE SE OXIDA

ELEMENTO

QUE SE

REDUCE

#

ELECTRONE

S

GANADOS

#

ELECTRONES

PERDIDOS

AGENTE

OXIDANTE

AGENTE

REDUCTOR

ELECTRONES

TRASNFERIDOS

COEFICIENTES QUE

BALANCEAN LA

ECUACIÓN

reactivos

productos

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Balancee la siguiente reacción y llene el cuadro

As2S5 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO2 + H2O

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Balancea la relación y llene el cuadro:

P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO

ELEMENTO

QUE SE OXIDA

ELEMENTO

QUE SE

REDUCE

#

ELECTRONE

S

GANADOS

#

ELECTRONES

PERDIDOS

AGENTE

OXIDANTE

AGENTE

REDUCTOR

ELECTRONES

TRASNFERIDOS

COEFICIENTES QUE

BALANCEAN LA

ECUACIÓN

reactivos

productos

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Oxidación y Reducción en sistemas biológicos.

La oxidación, implica generalmente aumento en la proporción de Oxígenos ó Disminución en la proporción de Hidrógenos. La reducción implica aumento en la proporción de Hidrógenos ó disminución en la proporción de oxígenos. Cuando se pierden Hidrógenos, generalmente se transfieren a Coenzimas, resultando éstas reducidas: ejemplo:

Formas Oxidadas Formas Reducidas

FAD FADH2

NAD+ NADH+H+

Cont, oxidación en sist. biológicos Resuelva las siguientes preguntas del libro de texto: (Resp. Pág. 254)

A) 6.17 página: 220

B) 6.19 página 220

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Cont. Ejercicios oxidación biológica. • Pregunta 6.20 pág. 220 ( se resolverá en

clase)

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Leer las siguientes secciones en su libro de texto: Química y salud:

« El smog y la salud».

Química en el ambiente: «Celdas de combustible: Energía limpia para el futuro».

Leer en la guía de la semana 5. Peróxido de Hidrógeno, un agente oxidante en el Hogar y la Industria.

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