Separata 1 Reacciones Redox

 

IESTP HONORIO DELGADO ESPINOZA UD Técnicas del análisis químico Prof. Mónica Díaz Murillo

Metalurgia IV Semestre

En química, se conoce como reacciones redox, reacciones óxido-reducció óxido-reducción n o reacciones reducciónreducciónoxidación, a toda reacción química en la que ocurre un intercambio de electrones entre los átomos o moléculas involucrados. Ese intercambio se reeja en el cambio de estado de oxidación de los reacvos. El reacvo que cede electrones experimenta oxidación y el que los recibe, reducción. El estado de oxidación es la tendencia de un átomo de un elemento a ceder o tomar electrones cuando forma parte de una reacción química. También se denomina números de oxidación o valencias. Se expresa en número enteros alrededor del cero (para elementos neutros), pudiendo alcanzar niveles de +1, +2 o +6, por ejemplo, o por el contrario, -1, -2 o -6. Algunos átomos enen, además, estados de oxidación variables según la reacción. De esta manera, en toda reacción redox hay dos pos de reacvos que se inuyen de manera Recíproca: Un agente oxidante. oxidante. Que capta los electrones y baja su estado de oxidación inicial, sufriendo, por lo tanto, una reducción. O lo que es lo mismo, aumenta su carga electromagnéca negava al ganar electrones. Un agente reductor. reductor. Que cede los electrones y aumenta su estado de oxidación inicial, sufriendo, por lo tanto, una oxidación. O lo que es lo mismo, aumenta su carga electromagnéca electromagnéca posiva al perder electrones. Tan solo en algunos casos ciertos reacvos (anfolitos) pueden oxidarse y a la vez reducirse, en lo que se conoce como anfolización. Del resto, las reacciones redox son de las reacciones químicas más comunes del universo y forman parte de las reacciones fundamentales para la connuidad de la vida. Caracteríscas de las reacciones redox Las reacciones redox se encuentran a nuestro alrededor a diario. La oxidación de los metales, la combusón del gas en la cocina o incluso la oxidación de la glucosa para obtener ATP en nuestro organismo son ejemplos de ello. En la mayoría de los casos, involucran una importante candad de energía liberada, así como un cambio permanente en la naturaleza química de los materiales involucrados. El resultado nal de una reacción redox suelen ser compuestos diferentes a los iniciales, tanto en su combinatoria como su nivel de carga electromagnéca. Este proceso a menudo se comprende a parr de “semireacciones” o reacciones parciales, parciales, que son una forma de segmentar el proceso redox global en dos: el proceso de reducción y el de oxidación. Por ejemplo: Semireacción de reducción: Cu 2+ + 2e– -> Cu (reducción del cobre al recibir dos electrones).

 

Semireacción de oxidación: Fe -> Fe 2+ + 2e– (oxidación del hierro al perder dos electrones) Lo cual compone la reacción global Fe + Cu 2+ -> Fe2+ + Cu. TIPOS DE REACCIONES REDOX COMBUSTIÓN. Todas las formas de combusón, desde la gasolina en el motor de un automóvil o el COMBUSTIÓN. Todas gas en nuestras cocinas, son reacciones redox que involucran un compuesto (combusble) y oxígeno, y que liberan gran candad de energía, ya sea como calor, luz o movimiento (como en el caso de las explosiones). Lógicamente, Lógicamente, el oxígeno actúa como agente oxidante, quitándole electrones al compuesto. OXIDACIÓN. La oxidación es la degradación de ciertos materiales, especialmente metálicos, por acción OXIDACIÓN. La del oxígeno sobre ellos. Es un fenómeno mundialmente conocido y codiano, especialmente en las poblaciones costeras, donde las sales del ambiente aceleran (catalizan) la reacción. Es por eso que un automóvil, luego de llevarnos a la playa, debe ser limpiado de todo rastro de agua salada. DESPROPORCIÓN. También conocidas como reacciones de dismutación, presentan un único reacvo DESPROPORCIÓN. También que se reduce y oxida al mismo empo, a medida que sus moléculas actúan entre sí. Un caso pico de esto es la descomposición del agua oxigenada (H2O2). DESPLAZAMIENTO SIMPLE. SIMPLE. También llamadas reacciones de sustución simple, ocurre cuando dos elementos intercambian sus lugares respecvos dentro de un mismo compuesto. Es decir, un elemento sustuye a otro en su exacto lugar de la fórmula, balanceando sus respecvas cargas electromagnécas con otros átomos según convenga. Es lo que ocurre cuando un metal desplaza al hidrógeno en un ácido y se forman sales, como ocurre cuando las baterías de un aparato se descomponen. EJEMPLOS DE REACCIONES REDOX Los ejemplos de reacciones redox son muy abundantes. Trataremos de dar un ejemplo de cada uno de los pos anteriormente descritos:

La combusón del octano. octano hidrocarburo dey la ene lugar oxidándose en el motoryde nuestros automóviles. Esto. Un ocurre a medida componente que el oxígeno el gasolina, octano reaccionan, reduciéndose respecvamente, respecvamente, liberando energía aprovechada para generar trabajo en el motor, y subproduciendo subproduciend o dióxido de carbono y vapor de agua en el proceso. La ecuación es: 2C8H18 + 25O2 -> 16CO2 + 18H2O + E (energía) La descomposición del peróxido de hidrógeno. También hidrógeno.  También llamada agua oxigenada, ocurre cuando en presencia de agua y oxígeno, sus propios átomos constuvos, el agua oxigenada pierde su estado de oxidación -1 y termina conviréndose simplemente en agua y oxígeno elemental, recuperando un estado electromagnéco neutro. Esto ocurre de acuerdo a la fórmula: 2H2O2 -> 2H2O + O2

 

Desplazamiento de la plata por cobre. cobre. El ejemplo clásico comprobable con una solución acuosa de nitrato de plata y un trocito de cobre. Al sumergir este úlmo en la solución, notaremos de inmediato un cambio de color (yendo hacia el azul) y la formación en torno al cobre de pequeños cristales metálicos (precipitado). (precipitado). Esto será indicavo de que ha ido sustuyendo la plata en la solución, de acuerdo a la siguiente fórmula: Cu + 2AgNO3 -> Cu(NO3)2 + 2Ag APLICACIONES INDUSTRIALES DE LA REACCIONES REDOX Las aplicaciones industriales de las reacciones redox son innitas. Por ejemplo, las reacciones de combusón son idóneas para producir trabajo, o sea, movimiento o electricidad: es lo que hacen las plantas eléctricas que queman carbón para obtener el calor y evaporar agua, por ejemplo. También ocurre dentro del motor de los vehículos a combusble fósil. Por otro lado, reacciones redox de sustución y desplazamiento son úles para obtener ciertos elementos en un estado de pureza que no es frecuente ver en la naturaleza. Por ejemplo, la plata es sumamente reacva. Aunque es poco frecuente encontrarla pura en el subsuelo mineral, sí puede obtenerse un alto grado de pureza a través de una reacción redox. Lo mismo ocurre a la hora de obtener sales y otros compuestos. Industria metalúrgica: La oxido reducción también es ulizada en las industrias metalúrgicas y siderúrgicas. La primera es de gran importancia debido a que así el mineral se convierte en un oxido abarcando los procesos de obtención de metales (a parr de óxidos, sulfuros, carbonatos, etc.), y la reducción de los metales, así como en la preparación de aleaciones y amalgamas. La metalurgia del hierro recibe el nombre especial de siderurgia. La obtención del hierro es un claro ejemplo de obtención de un metal por reducción. En la actualidad, la obtención del hierro se realiza principalmente por el método del alto horno; así para reducir el mineral y obtener el hierro, el horno se carga por la parte superior o tragante con una mezcla de mena, coque y caliza. 1. Número Número de de oxidac oxidación ión de un eleme elemento nto químico químico El número de oxidación de un elemento químico es de cero ya sea que este se encuentre en forma atómica o de molécula polinuclear. polinuclear. Ejemplos: Na20, Cu0, Fe0 , H2 0 , Cl2 0 , N2 0 , O2 0 , P4 0 , S8 0 2  Número de oxidación de un ion monoatómico El número de oxidación de un ion monoatómico (caón o anión) es la carga eléctrica real, posiva o negava, que resulta de la pérdida o ganancia de electrones, respecvamente. respecvamente. Ejemplos: Caones: Na+ , Cu2+, Hg2+, Cr3+, Ag+ , Fe2+, Fe3+ Aniones: F- , Br- , S2-, N3-, O2-, As3Número de oxidación del hidrógeno

 

El número de oxidación del hidrógeno casi siempre es de 1+, salvo en el caso de los hidruros metálicos donde es de 1–. 4. Número de oxidación del oxígeno. El número de oxidación del oxígeno casi siempre es de 2–, (O2–) salvo en los peróxidos, donde es de 1–, (O2 2–) y en los hiperóxidos donde es de ½ 5. Números de oxidación de los elementos que forman compuestos covalentes binarios. Los números de oxidación de los elementos que forman compuestos covalentes binarios (compuestos que se forman entre no metales) son las cargas virtuales que se asignan con base en la electronegavidad de los elementos combinados. Al elemento más electronegavo se le asigna la carga negava total (como si fuera carga iónica). Al otro elemento del compuesto se le asigna carga posiva (también como si fuera carga iónica).  En los compuestos binarios covalentes, la carga virtual se asigna según la secuencia que aparece a connuación. El elemento que llevará la carga virtual negava se halla a la derecha de la lista y los que le preceden llevarán la carga posiva. EJERCICIOS SOBRE NÚMEROS DE OXIDACIÓN Y CARGAS IÓNICAS Determina el número de oxidación de los elementos que forman los iones y compuestos siguientes: NH2OH NH4NO3 Na2S2O3 NaBiO3 KMnO4 SnO2 2-  PbO3 2-  AsS4 3 K2PtCl6  RhCl3 . 3H2O  [Rh(NH3)4Cl2] Cl K2[TiCl6] CaC2O4 OXIDACIÓN La oxidación ene lugar cuando una especie química pierde electrones y en forma simultánea, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo: El calcio metálico (con número de oxidación cero), se puede converr en el ion calcio (con

 

carga de 2+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente:  Ca0

Ca2+ + 2e

REDUCCIÓN La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y al mismo empo disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:  e- + Cl0 

Cl-1

BALANCEO DE REACCIONES QUÍMICAS Existen varios métodos para el balanceo de reacciones, pero aquí sólo se describirán los correspondientes a las reacciones redox. Los dos métodos más comunes para el balanceo de reacciones redox son: a. MÉTODO DEL CAMBIO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN b. MÉTODO DEL ION –ELECTRÓN  BALANCEO DE REACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL CAMBIO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN Como su nombre lo indica, este método de balanceo se basa en los cambios de los números de oxidación de las especies que reaccionan. A connuación, se describen los pasos de este método de balanceo. Balancear por el método del cambio del número de oxidación la reacción química siguiente:  KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O BALANCEO DE RACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL ION –ELECTRÓN Este método de balanceo de reacciones redox resulta más adecuado porque en el proceso se emplean las especies químicas que enen existencia existencia real. Por ejemplo. El KMnO4 se compone de los iones K+  y MnO4 Dos especies que enen existencia real. En el ejemplo de balanceo que se describirá en seguida, el ion MnO4- se usa como tal, ya que en el medio acuoso donde ocurre esta reacción el Mn7+ sólo puede encontrarse como ion permanganato, MnO4 Balancear la reacción química siguiente: CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4 5CaC2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 K2Cr2O7 + CH3CH2OH + H2SO4 2K2Cr2O7 + 3CH3CH2OH + 8H2SO4 TRABAJO

CaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O CaSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O Cr2(SO4)3 + CH3COOH + K2SO4 + H2O 2Cr2(SO4)3 + 3CH3COOH + 2K2SO4 + 12H2O

 

1. Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O 2. PbS + Cu2S + HNO3 → Pb(NO3)2 + Cu(NO3)2 + NO2 + S + H2O 3. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O 4. CrI3 + KOH + Cl2 → K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O 5. PbO2 + Sb + KOH → PbO + KSbO2 + H2O 6. Cr2(SO4)3 + KI + KIO3 + H2O → Cr(OH)3 + K2SO4 + I2 7. KClO3 + HI + H2SO4 → KHSO4 + HCl + I2 + H2O 8. HSCN + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + HCN + H2O 9. K4Fe(CN)6 + + KMnO4 + H2SO4 → K3Fe(CN)6 + MnSO4+ K2SO4 + H2O 10. CeO2 + KI + HCl CeCl3 + KCl + I2 + H2O 11. KBrO3 + KI + HBr → KBr + I2 + H2O 12. Ca(IO3)2 + KI + HCl → CaCl2 + KCl + I2 + H2O 13. CuSCN + KIO3 + HCl → CuSO4 + ICN + KCl + H2O 14. PbCrO4 + KI + HCl → PbCl2 + Crl3 + KCl + I2 + H2O 15. Mn (NO3)2 + (NH4)2S2O8 + H2O → HMnO4 + (NH4)2SO4 + H2SO4 + HNO3 16. MnSO4 + KMnO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4 17. MnSO4 + ZnSO4 + KMnO4 + H2O → 5[Zn(OH)2. 2MnO2] + KHSO4 + H2SO4 18. Mo2O3 + KMnO4 + H2SO4 → MoO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O  19. H2SO3 + KIO3 + HCl → H2SO4 + KCl + ICl + H2O 20. Na2S2O3 + KIO3 + HCl → Na2SO4 + K2SO4 + ICl + H2O