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Miss María Cuevas V.
Reacciones redoxLas reacciones de óxido-reducción, corresponden a un conjunto de reacciones cuya característica común y única es la de transferir electrones entre las especies participantes.
Se definen 2 tipos de reacción química según la transferencia electrónica:
1. Se le llama oxidación a la reacción en la cual una especie química pierde o cede electrones.
2. Se le llama reducción a la reacción en la cual una especie química capta o acepta electrones
Ejemplo: Cu0→ Cu2+ + 2e–
Ejemplo: Ag+ + 1e–→Ag0
Semirreacción de oxidación
Semirreacción de reducción
Estado de oxidaciónSe define como la carga que un átomo presenta en una molécula, como consecuencia de las diferentes electronegatividades que presentan los átomos.Corresponde al número de electrones cedidos(e.o positiva) o capta(e.o negativo)
Flúor
(-1)
Neón
(0)
Aluminio
(+3)
Sodio
(+1)
Oxígeno
(-2)
Reglas para determinar E.D.O1. El estado de oxidación de cualquier átomo en estado
fundamental o sin combinar es cero, al igual que para las moléculas diatómicas.
Estado
fundamental
Moléculas
diatómicas
0 00 0
0 0 0
Reglas para determinar EDO2. El estado de oxidación de un elemento en un ión
monoatómico es igual la carga del ión.
Estado
fundamental
Iones
monoatómicos
Cu+2 Al+3 Ag+1
(+2) (+3) (+1)
Na+1 Ca+2
(+1) (+2)
Cl-1 O-2
(-1) (-2)
0 0 0 0
Reglas para determinar EDO3. Los elementos metálicos presentan número de oxidación
positivo e igual a su valencia, por lo tanto:
Grupo I-A +1 (Li, Na, K …..)Grupo II-A +2 (Be, Mg, Ca….)Grupo III-A +3 (Solo aquellos con comportamiento metálico)
Tabla periódica
Reglas para determinar EDOEl estado de oxidación de oxígeno en la mayoría de los
compuestos es -2, excepto en los peróxidos (M2O2)donde es-1.
(-2) (-2)
Fe2O3 Na2O
Cu2O CaO
ÓXIDOS PEROXIDOS
Na2O2 H2O2
K2O2
(-1) (-1)
2(Fe)+ 3(-2) =0
2Fe +(-6)= 0
2Fe= +6
Fe= +6/2
Fe=+3
2(+1)+ 2(-1) =0
2(+1)+ 2(-1) =0
Reglas para determinar EDOLos elementos no metálicos con alta electronegatividad presentan número de oxidación negativo igual a su valencia, por lo tanto:
Grupo VI-A -2 (O, S, Se……..)Grupo VII-A -1 (F, Br, Cl……….)
Reglas para determinar EDOEn las moléculas neutras, los estado de
oxidación de los átomos deben sumar cero.
H2SO4 HNO3NaCl
HClO4
2(+1) +S +4(-2) =0
+2 +S+ (-8)=0
S= -2 +8
S= +6
Na +(-1) =0
Na =+1
(+1) +N +3(-2) =0
(+1) +S+ (-6)=0
N= -1 +6
N= +5
Reglas para determinar EDOEn los iones poliatómicos, la suma de los estado
de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del ión.
SO4-2
NO3-
CO3-2
N + 3(-2) =-1
N +(-6)= -1
N= -1 +6
N= +5
S + 4(-2) =-2
S +(-8)= -2
S= -2 +8
S= +6
C + 3(-2) =-2
C +(-6)= -2
C= -2 +6
C= +4
Reacciones redox:
Ejemplo: Fe0 → Fe2+ + 2e–
Ejemplo: Cu+2 + 2e–→Cu 0
Semirreacción de oxidación
Semirreacción de reducción
Ambos procesos NO ocurren en forma aislada , sino que de manera conjunta y simultanea, por este motivo se les denomina transformación REDOX, de manera que cuando una especie acepta electrones(reducción) se debe a que otra especie los cedió(oxidación).
1. En toda reacción de oxido- reducción debe ocurrir
A) Un consumo de agua
B) La formación de un óxido
C) Perdida de hidrógeno
D)Intercambio de electrones
E) Consumo de oxígeno gaseoso
Ejercicios Propuestos
2. El estado de oxidación del Cromo en el dicromato de potasio
K2Cr2O7 es
A) -6
B) 0
C) +2
D) +6
E) +12
Ejercicios Propuestos
3. ¿En cuál de las siguientes moléculas el Nitrógeno está más reducido?
A) N2
B) NH3
C) NO2
D)HNO3
E) N2O3
Ejercicios Propuestos
4. ¿En cuál(es) de los siguientes compuestos el Fósforo presenta estado de
oxidación +5?
I. HPO4-2
II. PO3-
III. H4P207
IV.P2O5
A) Solo IV
B) Solo I y II
C) Solo III y IV
D) Solo II, III y IV
E) Todas las anteriores
Ejercicios Propuestos
5. El Nitrógeno en el compuesto HNO3 se reducirá si se transforma en
I. HNO2
II. N2O5
III. NH3
IV.N2O3
A) Solo I
B) Solo III
C) Solo IV
D) Solo I, III y IV
E) Solo II y IV
Ejercicios Propuestos
Escala numérica redox
Reacción de Oxidación
Reacción de Reducción
Aumento del estado de oxidaciónPerdida de electrones
Disminución del estado de oxidaciónGanancia de electrones