Óxido - reducción

Reacciones oxido - reducción 

Las reacciones que implican transferencia de electrones de una especie a otra se denominan reacciones de oxidación – reducción o simplemente reacciones redox. 

Para balancear ecuaciones redox se necesita saber que elementos se reducen y cuales se oxidan, y para ello se utiliza el número de oxidación.

Numero de oxidación o estado de oxidación: Es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ion, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido.  Los estados de oxidación se asignan siempre por átomo 

Algunas reglas para asignar estados de oxidación que abarcan la mayoría de los casos: 

1. El número de oxidación de un elemento libre, sin combinar, es cero. Esto incluye a elementos poliatómicos como H₂, O₂, O₃ y S₈. 

2. El hidrogeno actúa casi siempre con estado de oxidación +1, salvo cuando esta combinado con elementos más electronegativos, como el Na, con los que forma hidruros, donde el número de oxidación es -1. 

3. El oxígeno actúa con numero de oxidación -2, salvo en los peróxidos en el que actúa con -1. 

4. Todos los metales alcalinos( Li, Na, K, Rb, Cs) actúan con número de oxidación +1 

5. El Ca y el Mg actúa siempre con valencia +2 

6. El Al actúa siempre con estado de oxidación +3 

7. Las cargas negativas de los aniones productos de disociación de los principales oxácidos son: NO₃ ^1-, SO₄^2-, PO₄^3-, ClO₃^1-

8. El estado de oxidación de un elemento en un ion simple (monoatómico) es la carga del ion. 

9. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos de una molécula es igual a cero. 

10. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos de un ion es igual al número de oxidación del ion. 

Ejercicios: 

•  Determinar el número de oxidación del manganeso en el permanganato de potasio, KMnO4

1.  Se asigna el número de oxidación a los elementos que exhiben un solo estado de oxidación.
2. Al elemento que posee más de un estado de oxidación se le asigna una variable que corresponde al     estado de oxidación que se quiere calcular.
3. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos de una molécula es igual a cero.
4.  Se despeja la variable que corresponde al número de oxidación que se desea calcular.

1(+1) + 1x + 4(-2) = 0    à    x= +7

• Determine el numero de oxidación del cromo en el dicromato de sodio, Na₂Cr₂O₇

2(+1) + 2x + 7(-2) = 0    à    x= +6

3.      

• Determine el numero de oxidación del fósforo en el fosfato de aluminio, AlPO₄

1(+3) + x + 4(-2) = 0    à    x= +6

•  Determine el numero de oxidación del cloro en el ion perclorato, ClO₄^-

La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un ion es igual a la carga del ion.

1x + 4(-2) = -1    à    x= +7

Oxidación: Es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación. 

Los agentes oxidantes son especies que: 

- Oxidan otras sustancias 

- Son reducidas 

- Ganan electrones 

Reducción: En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación. 

Los agentes reductores son especies que: 

- Reducen otras sustancias 

- Se oxidan 

- Pierden electrones 

Entonces el oxidante oxida al reductor y el reductor reduce al oxidante. 

El oxidante gana electrones y el reductor los pierde

Los electrones no se crean ni se destruyen, por lo tanto en las reacciones químicas ordinarias, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente.

Balanceo de ecuaciones de oxidación – reducción:

Para que una ecuación esté balanceada la cantidad de materia de cada elemento que forman las moléculas a ambos lados de la ecuación tiene que ser la misma. 

Cuando los elementos que participan en la reacción experimentan cambio en sus estados de oxidación, junto con el balance de materia se debe cumplir el balance eléctrico del sistema, los electrones que se pierden deben ser iguales a los electrones que se ganan. 

Secuencia para balancear ecuaciones redox: (Método del ion-electrón)

1. Escribir ecuación no balanceada
2. Determinar el número de oxidación de todos los elementos que participan en la reacción
3. Identificar los elementos que pierden y ganan electrones
4. Escribir en forma separada: una semi - reacción para el elemento que gana electrones y, una semi reacción para el elemento que pierde electrones. Indicar en las semi reacciones los elementos ganados y perdidos
5. Balancear los átomos y los electrones de los elementos que cambian su estado de oxidación en las semi reacciones
6. Igualar los electrones en las semi reacciones, multiplicando las reacciones por números enteros.
7. Escribir los coeficientes estequiométricos de las semi reacciones balanceadas en la ecuación total
8. Balancear la ecuación total contando los átomos, si falta oxigeno se agrega H₂O, si falta hidrógeno se agrega H⁺

Término	Número de oxidación	Cambio electrónico
Oxidación	Disminuye	Perdida de electrones
Reducción	Aumenta	Ganancia de electrones
Agente oxidante (Sustancia que se reduce)	Disminuye	Gana electrones
Agente reductor (Sustancia que se oxida)	Aumenta	Pierde electrones

Agente		Reacción
Oxi à Gana		Oxi à Pierde
Redu à Pierde		Redu à Gana

Ejemplos:

Ejemplo 1:

 Balancear la siguiente ecuación:

MnO₄^-  +  SO₃⁼  ↔  Mn²⁺  +  SO₄⁼

a)      Calcular los estados de oxidación

                                                            _{+7   -2         +4  -2                             +6  -2}

MnO₄^-  + SO₃⁼  ↔ Mn²⁺  +  SO₄⁼

b)      Identificar los átomos que pierden y ganan electrones

Mn       Pasa de  +7  a  +2, gana 5e^-   (Se reduce)

S          Pasa de  +4  a  +6, pierde 2e^- (Se oxida)

c)      Escribir semi reacciones e igualar el número de electrones.

(Multiplicar las ecuaciones por dos números tal que exista la misma cantidad de electrones en cada semi reacción)

MnO₄^-  +  5e^-  ↔  Mn²⁺  +  SO₄⁼    ∙ 2

SO₃^{= -}              ↔  SO₄⁼  +  2e^-       ∙ 5

                                                                                                 

2MnO₄^-  +  10e^-  ↔ 2 Mn²⁺  +  2SO₄⁼                  Sumar los reactivos y los productos

5SO₃⁼                  ↔  5SO₄⁼  +  10e^-                     Los electrones se anulan

                                                                  

2MnO₄^-  +  5SO₃⁼  ↔ 2 Mn²⁺  +  5SO₄⁼

d)      Balancear la ecuación contando número de átomos

2MnO₄^-  +  5SO₃⁼  ↔ 2 Mn²⁺  +  5SO₄⁼

	Numero de átomos
Elemento	Derecha	Izquierda
Mn	2	2
S	5	5
O	23	20

La ecuación todavía no está balanceada, existe 23 átomos de O en los reactivos y 20 átomos de O en los productos.

Los átomos de oxigeno se pueden balancear sumando moléculas de agua (H₂O) y los de hidrógeno sumando iones H⁺.

2MnO₄^-  +  5SO₃⁼  ↔ 2 Mn²⁺  +  5SO₄⁼  +  3H₂O

Sumar 6 iones H⁺ en el lado de los reactivos para balancear los hidrógenos

  6H⁺  +  2MnO₄^-  +  5SO₃⁼  ↔ 2 Mn²⁺  +  5SO₄⁼  +  3H₂O

Ejemplo 2:

   Balancear la siguiente ecuación:

K₂Cr₂O₇  +  H₂S  +  H₂SO₄  ↔  Cr₂(SO₄)₃  +  S  +  H₂O  +  K₂SO₄

a)        Calcular los estados de oxidación

_{+1  +6  -2       +1 -2      +1 +6  -2        +3  +6  -2           0      +1  -2        +1 +6  -2}

K₂Cr₂O₇  +  H₂S  +  H₂SO₄  ↔  Cr₂(SO₄)₃  +  S  +  H₂O  +  K₂SO₄

b)        Identificar los átomos que pierden y ganan electrones

Cr        Pasa de  +6  a  +3, gana 3e^-   (Se reduce)

S          Pasa de   -2  a    0, pierde 2e^- (Se oxida)

S          Pasa de  +6  a  +6, no intercambia e^-   (No se oxida ni se reduce)

c)        Escribir semi reacciones e igualar el número de electrones.

(Multiplicar las ecuaciones por dos números tal que exista la misma cantidad de electrones en cada semi reacción)

K₂Cr₂O₇  +  3e^-  ↔  Cr₂(SO₄)₃      ∙    2

H₂S                    ↔  S  +  2e^-          ∙    3

2K₂Cr₂O₇  +  6e^-  ↔  2Cr₂(SO₄)₃                               Sumar los reactivos y los productos

3H₂S                    ↔  3S  +  6e^-                                              Los electrones se anulan

                                                                         

2K₂Cr₂O₇  +  3H₂S  ↔  2Cr₂(SO₄)₃  +  3S 

Incluir las demás moléculas de la reacción original

2K₂Cr₂O₇  +  3H₂S  +  H₂SO₄  ↔  2Cr₂(SO₄)₃  +  3S  +  H₂O  +  K₂SO₄

d)       Balancear la ecuación contando número de átomos

2K₂Cr₂O₇  +  3H₂S  +  H₂SO₄  ↔  2Cr₂(SO₄)₃  +  3S  +  H₂O  +  K₂SO₄

                                        _{K=4, Cr=4, S=4, O=18, H=8                                   K=2, Cr=4, S=7, O=29, H=2}

La ecuación no está balanceada

Multiplicar el K₂SO₄ por 2 para balancear el K, el H₂SO₄ por 8 para balancear el S.

2K₂Cr₂O₇  +  3H₂S  +  8H₂SO₄  ↔  2Cr₂(SO₄)₃  +  3S  +  H₂O  + 2K₂SO₄

                                      _{K=4, Cr=4, S=11, O=46, H=22                           K=4, Cr=4, S=11, O=33, H=2}

Del lado de los reactivos hay 46 átomos de O y del lado de los productos hay 33 átomos de O. Multiplicar el H₂O por 14 para balancear los átomos de oxígeno.

2K₂Cr₂O₇  +  3H₂S  +  8H₂SO₄  ↔  2Cr₂(SO₄)₃  +  3S  +  14H₂O  +  2K₂SO₄

                                 _{K=4, Cr=4, S=11, O=46, H=22                                K=4, Cr=4, S=11, O=46, H=28}

Contar los átomos de hidrógeno. Del lado de los reactivos hay 22 H y del lado de los productos hay 28 H. sumar 6H⁺ del lado de los reactivos.

6H⁺  +  2K₂Cr₂O₇  +  3H₂S  +  8H₂SO₄  ↔  2Cr₂(SO₄)₃  +  3S  +  14H₂O  +  2K₂SO₄

                                       _{K=4, Cr=4, S=11, O=46, H=28                                     K=4, Cr=4, S=11, O=46, H=28}                               

La ecuación está balanceada.

Ejemplo 3

 Balancear la siguiente ecuación:

Pb  +  PbO₂  ↔  Pb²⁺ 

a)      Calcular los estados de oxidación

                                                                                                     _{0         4   -2               +2}     

Pb  +  PbO₂  ↔  Pb²⁺

b)      Identificar los átomos que pierden y ganan electrones

Pb        Pasa de    0  a  +2, pierde 2e^-   (Se oxida)

S          Pasa de  +4  a  +2, gana 2e^- (Se reduce)

c)      Escribir semi reacciones e igualar el número de electrones.

(Multiplicar las ecuaciones por dos números tal que exista la misma cantidad de electrones en cada semi reacción). En este caso el número de electrones es igual.

Pb                 ↔  Pb²⁺  +  2e^-   

PbO₂  +  2e^-  ↔  Pb²⁺               

                                                                                                 

Pb                 ↔  Pb²⁺  +  2e^-                          Sumar los reactivos y los productos

PbO₂  +  2e^-  ↔  Pb²⁺                                    Los electrones se anulan

 

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Pb  +  PbO₂  ↔ 2 Pb²⁺

d)      Balancear la ecuación contando número de átomos

Pb  +  PbO₂  ↔ 2 Pb²⁺

	Numero de átomos
Elemento	Derecha	Izquierda
Pb	2	2
O	2	0
H	-	-

La ecuación todavía no está balanceada, existe 2 átomos de O en los reactivos y 0 átomos de O en los productos.

Los átomos de oxigeno se pueden balancear sumando moléculas de agua (H₂O) y los de hidrógeno sumando iones H⁺.

Pb  +  PbO₂  ↔ 2 Pb²⁺ + 2H₂O

Sumar 4 iones H⁺ en el lado de los reactivos para balancear los hidrógenos

4H⁺  +  Pb  +  PbO₂  ↔ 2 Pb²⁺ + 2H₂O