reacciones redox

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U3. TEMA 2
REACCIONES DE OXIDO REDUCCIÓN
	2.1 REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN: 
· H1. Realiza el balance de una reacción de óxido reducción. 
· H2. Identifica el agente oxidante, agente reductor, especie oxidada y especie reducida en un proceso de óxido reducción.
2. ELECTROQUÍMICA
La electroquímica es el área de la química que estudia la relación entre las reacciones químicas de óxido reducción y la energía eléctrica. Las baterías, las pilas, la corrosión de los metales, la combustión, la metalurgia y la electrólisis son solo algunos ejemplos de aplicaciones de la electroquímica que podemos encontrar en nuestra vida diaria.
Algunas reacciones de óxido reducción se dan espontáneamente y la energía liberada en ella es convertida en electricidad, mientras que otras reacciones de óxido reducción no se dan espontáneamente por lo que será necesario suministrar corriente eléctrica para que la reacción ocurra. Por esta razón el estudio de la electroquímica se ha sido dividido en dos áreas: 
· Celdas Galvánicas donde una reacción de óxido reducción se da espontáneamente y se genera corriente eléctrica
· Celdas Electrolíticas, donde para que una reacción de óxido reducción no espontánea se lleve a cabo se usa la corriente eléctrica.
2.1 Reacciones de óxido reducción 
Como podemos observar tanto las celdas Galvánicas como las electrolíticas implican de la existencia de una reacción de óxido-reducción. 
Por otro lado, para identificar qué sustancia se oxida y qué sustancia se reduce primero debemos determinar el estado de oxidación (EO) de cada uno de los elementos involucrados en el proceso electroquímico. 
Estado de oxidación 
El estado de oxidación, más que una carga eléctrica real es una carga formal asignada a cada átomo de acuerdo a unas reglas dadas. En los compuestos iónicos coincide con el número de electrones ganados o perdidos para alcanzar la configuración electrónica de un gas noble. El EO es representado por números, los cuales pueden ser positivos, negativos o cero. La siguiente tabla nos muestra las reglas para asignar los estados de oxidación.
	Reglas para asignar los estados de oxidación (E. O.)
	Regla
	Ejemplos
	1. El E. O. de los elementos libres o no combinados es cero.
	Fe0
	H20
	P40
	2. El E. O. del oxígeno normalmente es -2 en compuestos iónicos y moleculares.
	MgO-2
	HN O-23
	Al(O-2H)3
	3. El E. O. del hidrógeno normalmente es +1
	H+1Cl
	H+12O
	NaO H+1
	4. En un ion monoatómico, su E. O. es igual a su carga:
· Del grupo 1A y Ag: +1
· Del grupo 2A, Cd y Zn: +2
· Del grupo 3A: +3
	Na+1F-1
	Ca+2O
	Al+3Cl3-1
	5. En un ion poliatómico, la suma de los E. O. de todos los elementos es igual a la carga del ion.
	En el ion nitrato: (NxO-23)-1
N = +x , O = -2x3 = -6 
 La suma de los E. O debe ser la carga del ión:
 (x)+(-6) = -1 x = +5 
	6. En una molécula neutra, la suma de los EO de todos los elementos debe ser cero.
	En el ácido sulfúrico: H+12SxO-24
H = +1 x 2 = +2, S = x, O = -2 x 4 = -8
 La suma E. O del H2SO4 es cero: +2+ x+(-8) = 0 
x = +6
	Ejercicio resuelto 1: 
Halla los estados de oxidación de los elementos subrayados en cada una de las siguientes sustancias: Cl2, MgCl2, (PO4)-3
Solución: 
(Estrategia: Elige la regla adecuada para hallar los estados de oxidación de cada elemento que conforma la sustancia.Es importante entender cómo encontrar el EO antes de que puedas comprender las reacciones redox.
	Sustancia
	Estado de oxidación
	Regla usada
	
	Cl2
	Cloro: 0 (cero)
	Elemento solo
	
	MgCl2
	(Mg+2Cl2-n)0
+2+(-2n)=0 n=1
Entonces la carga es: Cl-1
	· Mg elemento del grupo IIA,
· compuesto neutro, carga cero
	
	(PO4)-3
	(PnO-24)-3
P = +nx 1=n , O = -2x4 = -8 
(+n)+(-8) = -3 n =+5
Entonces la carga del fósforo es +5: (P5O-24)-3
	· La suma de los E. O debe ser la carga del ion.
	
	¡Ahora tú sólo! 
Halla el EO de los elementos subrayados en cada una de las siguientes sustancias:
	Sustancia
	E.O
	
	Sustancia
	E.O
	Zn
	Zn0
	
	H2SO3
	
	CuNO3
	
	
	I2O5
	
	Na2S
	
	
	(CO3)-2
	
Las reacciones de óxido reducción, también llamadas reacciones redox, son aquellas reacciones donde se transfieren electrones de una sustancia a otra. En ellas se dan dos medias reacciones:
· Semi reacción de Oxidación: Es un proceso mediante el cual una sustancia (átomo, ion o molécula) cede uno o más electrones. Al perder electrones, su estado de oxidación aumenta. 
· Semi reacción de reducción: Es un proceso mediante el cual una sustancia (átomo, ion o molécula) acepta uno o más electrones. Al ganar electrones, su estado de oxidación disminuye
Como podemos observar no puede darse un proceso sin el otro, los electrones cedidos por la sustancia que se oxida, son recibidos por la sustancia que se reduce, esto es, una sustancia pierde electrones y la otra gana electrones. Ambos procesos se dan simultáneamente, por esta razón al proceso total se le llama reacción de óxido reducción.
Al introducir una lámina de zinc en una solución acuosa de cloruro de cobre II espontáneamente se da la siguiente reacción de óxido reducción: 
 Zn(s) + CuCl2(ac) ZnCl2(ac) + Cu(s) 
Pero, ¿cuál de las sustancias se oxida y cuál se reduce?
 Zn0(s) + Cu+2 Cl-12 (ac) Zn+2 Cl-12 (ac) + Cu0 (s)
Al colocar los estados de oxidación a cada elemento que forma parte de la reacción observamos que:
· El zinc metálico (Zn0) aumenta su estado de oxidación de 0 a +2, es decir se está oxidando. 
· El ion cúprico (Cu+2), disminuye su estado de oxidación de +2 a 0, es decir se está reduciendo
· El ion cloruro (Cl-1) no cambia su estado de oxidación, es decir ni se oxida ni se reduce solo acompaña a los elementos que cambiaron su estado de oxidación suele denominarse “ion espectador”.
Al perder electrones, la sustancia que se oxida puede provocar la reducción de otra; es por esta razón que se le denomina agente reductor. Asimismo, la sustancia que se reduce toma los electrones del que se oxida, por lo que se le llama agente oxidante. 
Agente oxidante, agente reductor, especie oxidada y especie reducida 
En toda reacción de óxido reducción hay un agente reductor, un agente oxidante, una especie oxidada y una especie reducida. Analicemos la reacción anterior:
Media reacción de oxidación
Media reacción de reducción
	
	Zn0(s)
	+ Cu+2(ac) 
	 → 
	 Zn+2(ac) 
	+ Cu0(s)
	Agente reductor
	Agente oxidante
	
	Especie oxidada
	Especie reducida
Media reacción de oxidación:		 Zn0(s) Zn+2(ac) + 2 e-
Media reacción de reducción:		 Cu+2 (ac) + 2 e- Cu0(s)
· El zinc (Zn0) se oxida. Entonces el Zinc (Zn0) es el agente reductor
· Al oxidarse el zinc (Zn0) se ha formado el ion zinc (Zn+2). Entonces el ion zinc (Zn+2) es la especie oxidada 
· El ion cúprico (Cu+2) se reduce. Entonces el ion cúprico (Cu+2) es el agente oxidante
· Al reducirse el ion cúprico (Cu+2) se forma el cobre metálico (Cu0). Entonces el cobre metálico (Cu0) es la especie reducida 
· Vemos que se están transfiriendo 2 electrones
Balance de reacciones de óxido reducción
Ahora que ya sabemos escribir las medias reacciones de oxidación y de reducción, identificar el agente reductor, el agente oxidante, la especie reducida y la especie oxidada podemos pasar a realizar el balance de la reacción.
Los pasos que debemos seguir para realizar el balance de una ecuación redox son: 
1. Escribimos el EO. de cada elemento sobre su símbolo, identificando cuál de los elementos se oxida y cuál se reduce
2. Escribimos las medias reacciones (semi reacciones) de oxidación y reducción respectivamente.
3. Ajustamos la masa en ambas semi reacciones, por separado. Si es necesario se usa coeficientes estequiométricos.
4. Ajustamos la carga, añadiendo electrones donde sea necesario.
5. Igualamos el nº de electrones en ambas semi reacciones, multiplicándolas por el número adecuado de tal manera que la cantidad de electrones de
la derecha sea igual a la cantidad de electrones de la izquierda. 
6. Sumamos las semi reacciones y así, obtenemos la ecuación iónica balanceada.
7. Trasladamos los coeficientes obtenidos a la ecuación inicial teniendo en cuenta a los iones espectadores (aquellos que no se oxidan ni reducen).
	
· H1. Realiza el balance de una reacción de óxido reducción. 
· H2. Identifica el agente oxidante, agente reductor, especie oxidada y especie reducida.
Ejercicio resuelto 1: 
Realice el balance de la siguiente reacción y luego identifique: el agente oxidante, el agente reductor, la especie oxidada, la especie reducida y la cantidad de electrones que se pone en juego.
Al(s) + HCl(ac) AlCl3 (ac) + H2 (g)
Solución: 
(Estrategia: Sigue paso a paso las pautas para realizar el balance de una reacción Redox)
 Es importante determinar ¿cuál de los elementos se oxida y cuál se reduce?
	Escribimos el EO. de cada elemento sobre su símbolo
	 
	
	Escribimos las semi reacciones
	S.R de oxidación: Al0(s) Al+3 (ac)
S.R de reducción: H+1 (ac) (g)
	
	Ajustamos la masa. Si es necesario se usa coeficientes estequiométricos.
Ajustamos la carga, añadiendo electrones donde sea necesario.
	S.R de oxidación: Al0(s) Al+3 (ac) + 3 e-
S.R de reducción: 2 H+1 (ac) + 2 e- (g)
	
	Igualamos el nº de electrones en ambas semi reacciones 
Sumamos las semi reacciones 
	S.R de oxidación: 2 [ Al0(s) Al+3 (ac) + 3 e- ]
S.R de reducción: 3 [ 2 H+1 (ac) + 2 e- ] 
 2 Al0(s) +6 H+1(ac) 2 Al+3(ac)+3 H2(g)
	
	Trasladamos los coeficientes obtenidos a la ecuación inicial.
	2 Al (s) +6 HCl(ac) 2 AlCl3 (ac) + 3 H2(g)
	
	Identificamos lo solicitado:
	Agente oxidante: H+1 Agente reductor: Al
Especie oxidada: Al+3 Especie reducida: H2
Electrones puestos en juego: 6 e-
	
	¡Ahora tú sólo! 
Realice el balance de la siguiente reacción: Fe(s) + H2SO4(ac) Fe2(SO4)3(ac) + H2(g)
 Luego identifique: el agente oxidante, el agente reductor, la especie oxidada, la especie reducida y la cantidad de electrones que se pone en juego.
2 Fe(s) + 3 H2SO4(ac) 1 Fe2(SO4)3(ac) + 3 H2(g)
Especie reducida: H2
Agente reductor: Fe
EJERCICIOS PARA SER TRABAJADOS EN CLASE
H1. Realiza el balance de una reacción de óxido reducción 
H2. Identifica el agente oxidante, agente reductor, especie oxidada y especie reducida
1. Escribe los estados de oxidación de los elementos que forman parte de los siguientes compuestos: 
	Compuesto
	Estado de oxidación 
	Compuesto
	Estado de oxidación 
	CuSO4
	Cobre: +2
Oxígeno: -2
Azufre: +6
	Al(OH)3
	Aluminio: -3
Oxígeno: -2 
Hidrógeno: +1
	Fe2O3
	Hierro: +3
Oxígeno: -2
	K2S
	Potasio: +1
Azufre: -2
	H2
	Hidrógeno: 0
	CCl4
	Carbono: +4
Cloro: -1
	NaClO
	Sodio: +1
Cloro: +1
Oxígeno: -2
	Ca3(PO4)2
	Calcio: +2
Fósforo: +5
Oxígeno: -2
2. Identifica si las siguientes reacciones son de óxido reducción.
	Reacciones
	Cambio en el estado de oxidación
	Reacción de óxido reducción (Si/NO)
	0 0 +1 -1
	Si hay cambios en los EO
	Si es REDOX
	+1 -2 +1 +1 -1 +1 -1 +1 -2
	No hay cambios en los EO
	No es REDOX, pero si es DESPLAZAMIENTO DOBLE, ADICIÓN, SÍNTESIS, COMBINACIÓN y NEUTRALIZACIÓN.
	Zn(s) + CuCl2(ac) → ZnCl2(ac) + Cu(s)0 +2 -1 +2 -1 0
	Si hay cambios en los EO
	Si es REDOX y DESPLAZAMIENTO SIMPLE.
3. En los siguientes ejemplos, coloque los estados de oxidación de cada elemento y luego identifique el agente reductor, el agente oxidante, la especie oxidada y la especie reducida
	Reacciones
	Agente oxidante
	Agente reductor
	Especie oxidada
	Especie reducida
	Mg(s) + HCl(ac) → MgCl2(g) + H2(g)
	
	
	
	
	Mgs) + O2(g) → MgO(s)
	
	
	
	
	Zn(s) + FeS(s) →ZnS(s) + Fe(s)
	
	
	
	
4. Para la siguiente ecuación química de la reacción redox, contesta:
Ag (s) + Ni(NO3)2 (ac) AgNO3 (ac) + Ni (s)
	Semi reacción de oxidación:
	
	Semi reacción de reducción:
	
	Ecuación global balanceada:
	
	Agente reductor:
	
	Agente oxidante:
	
	Número de electrones transferidos:
	
	Especie oxidada:
	
	Especie reducida:
	
5. Para construir una celda galvánica se usó una reacción de óxido reducción que tiene como agente oxidante al FeCl3(ac), como agente reductor al Pb(s), como especie oxidada al PbCl2(ac) y como especie reducida al Fe(s).
De acuerdo a esta información, escriba:		 
	La semi reacción de oxidación:
	La semi reacción de reducción:
	La reacción total balanceada:
	Número de electrones transferidos:
 EJERCICIOS PARA REFORZAR
1. Para la siguiente ecuación química de la reacción redox, contesta:
Fe (s) + HCl (ac) FeCl3 (ac) + H2 (g)
	Semi reacción de oxidación:
	
	Semi reacción de reducción:
	
	Ecuación global balanceada:
	
	Agente reductor :
	
	Agente oxidante:
	
	Número de electrones transferidos:
	
	Especie oxidada:
	
	Especie reducida:
	
2. Para un sistema electrolítico se usó una reacción de óxido reducción que tiene al Al2O3(s) como agente oxidante, al C(s) como agente reductor, al CO2(g) como especie oxidada y al Al  (s) como especie reducida.
	La semi reacción de oxidación:
	La semi reacción de reducción:
	La reacción total balanceada:
	Cantidad de electrones movilizados
	¿Quedaste con alguna duda? ¿Te gustaría profundizar más? A continuación te sugerimos bibliografía complementaria 
Bibliografía
· BROWN Theodore L.LeMay, H. Eugene y otros (2014) Química: la ciencia central. México D.F. : Pearson Educación.(540 BROW 2014)
· CHANG, Raymond (2011) Fundamentos de química. México, D.F. : McGraw-Hill Interamericana. (540 CHAN/F)
· WHITTEN Kenneth W.Davis, Raymond E., y otros (2015) Química. México, D.F. : McGraw-Hill. (540 WHIT/Q 2015
MA465 QUÍMICA
 COPYRIGHT © UPC 2019
0
Regla 5:
Regla 6: 
 Fe = +2 
S = +6
O = -2
 
Cu = +1
N = +5 
O = -2
Au = 0
H = +1 
O = -2
Ag = +1
N = +5 
O = -2
O = 0 
Ba = +2
S = +6 
O = -2
Fe = +3 
S = +6 
O = -2
SO4 = -2 
Ca = +2 
O = -2
H = +1
OH = -1 
K = +1
Mn = +7 
O = -2 
Al = +3
S = +6
O = -2
Mg = +2 
S = +4
O = -2 
QUIMICA (MA465) 2018
		
2
°
2
H
)
(
)
(
2
)
(
ac
g
s
NaCl
Cl
Na
®
+
)
(
2
)
(
)
(
)
(
l
ac
ac
s
O
H
NaCl
HCl
NaOH
+
®
+