REACCIONES REDOX
Oxidacion y Reduccion
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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.
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Fotosintesis
• La reaccion inversa es una reducción:
– 6CO2 + 6H2O + energy
C6H12O6 + 6O2
– Es una reaccioón endotérmica.
– La energía es sumistrada por la luz solar.
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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.
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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.
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• 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).
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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.
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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
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2-
Cr2O7
• Determine el núm,ero de oxidación del Cr en
Cr2O72-.
• 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
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REDOX
• Muchas reacciones son de oxidaciónreducción 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..
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Oxidation
• El termino oxidaci,on puede ser definido
de diferentes formas:
–
–
–
–
1.
2.
3.
4.
Ganancia de oxigeno
Pérdida de hidrógeno
Pérdida de electrones
Aumento de número de oxidation.
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Ejemplos de reacciones de oxidación
• Combustion:
– C + O2
CO2
– CH4 + 2O2
CO2 + H2O + heat
• Corrosion:
– 4Fe + 3O2
2Fe2O3
• Pérdida de hidrógeno:
– CH3OH Cu
CH2O + H2
• Pérdidad de electrones (aumento en el número de
oxidación)
–
Mg +©2002
Cl2
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2+ + 2ClMg
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Reduction
• El término reduccion también se define de
varias maneras:
–
–
–
–
1.
2.
3.
4.
Pérdida oxigeno
Ganancia de hidrógeno
Ganancia de electrones
Disminución del número de oxidación.
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Reacciones de Reducción
• Reducción de óxidos metálicos:
– CuO + H2
Cu
+ H2O
• Pérdida de oxígeno:
– 2KClO3 heat 2KCl + 3O2
• Ganancia de hidrógeno:
– CO + 2H2
CH3OH
• Ganancia de electrones:
– Cu2+ + 2ePrentice-Hall ©2002
Cu
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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.
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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.
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Oxidación/reducción.
Definiciones
Insert figure 17.5
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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
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Mg2+ + 2ClBurns 4/e Chapter 17
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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.
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Respuesta
• Cu(s) + 4H+(aq) + 2NO3-(aq)
2H2O(l) + NO2(g)
• Números de oxidación:
– Reactantes:
•
•
•
•
•
•
Cu
0
H+
+1
O
-2
N: -1= N + 3(-2)
N
+5
NO3-
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Cu2+(aq) +
Productos Proceso Agente
Cu2+ +2 ox
H+
+1 nc
O
-2
nc
N: 0 = N +2(-2)
N
+4 red
reductor agente
oxidante agente
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Agentes reductores
• Carbon, C
– SnO2 + C
Sn + CO2
• Hidrógeno, H2
– WO3 + 3H2
W + 3H2O
• Monóxido de Carbono
– FeO + CO
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Fe + CO2
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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.
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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-
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Mn2+ + 4H2O
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• (continua)
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• 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+
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5Fe3+ + 5eBurns 4/e Chapter 17
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• MnO4- + Fe2+
Fe3+ + Mn2+
• Sume ambas ecuaciones:
– 5e- + 8H+ + MnO4– 5Fe2+
5Fe3+ + 5e5e- + MnO4- + 5Fe2+ + 8H+
Mn2+ + 4H2O
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.
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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+ + eNa (cátodo)
• oxidacción: 2ClCl2 + 2e- (ánodo)
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Celdas Electrolíticas
Insert figures 17.7 and 17.8
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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) + eAg(s)
• Reaction anódica: Ag(s)
Ag+(aq)
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Electroplating o Electrodeposición.
Insert figure 17.9
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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.
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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)
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Zn(s) +
2+
Cu (aq)
2+
Zn (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+ + 2eCu(s)
• Estas son llamadas semireacciones.
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Zn(s) +
2+
Cu (aq)
2+
Zn (aq)
+ Cu(s)
• Las dos semi reacciones:
– Oxidación: Zn(s)
Zn2+(aq) + 2e– Reducción: Cu2+ + 2eCu(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.
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Insert figure 17.10, 17.11
Celdas Voltáicas
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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+ + 2eCu(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.
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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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