REACCIONES REDOX Lic. Carlos Jara Benites
REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN
REACCIONES REDOX
2( 1) 2( x ) 7( 2) 0 x 6
REACCIÓN REDOX: Una reacción redox o de óxido-reducción es aquella
x 6
reacción química que involucra una transferencia de electrones entre dos elementos químicos. Mientras que uno pierde electrones (se oxida) otro los gana (se reduce). En este proceso varia el estado de oxidación de dichos elementos. ESTADO DE OXIDACION : Llamado también número de oxidación o índice redox. El estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios. Para determinar el estado de oxidación de un elemento químico debemos tener en cuenta las siguientes reglas: A) Todo elemento libre (sin combinarse) tiene estado de oxidación igual a cero (0). B) El oxígeno trabaja generalmente con estado de oxidación -2, excepto en los peróxidos donde lo hace con -1 y en el fluoruro de oxígeno con +2. C) El hidrógeno trabaja generalmente con +1, excepto en los hidruros metálicos donde lo hace con -1. D) Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) trabajan con +1, los metales alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) trabajan con +2 y el aluminio con +3. E) En los compuestos químicos estables, la suma de los estados de oxidación es igual a cero (0). F) En los iones (ya sean positivos o negativos), la suma de los estados de oxidación es igual al valor de carga eléctrica relativa.
Ejemplo: Determine el estado de oxidación del nitrógeno en el ión amonio de fórmula NH41+. Si los estados de oxidación son: N (x) y H (+1). Aplicamos la regla F: 1( x ) 4( 1) 1 x
3
x
3
OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
OXIDACIÓN: Un elemento se oxida si su estado de oxidación aumenta, para esto pierde electrones. REDUCCIÓN: Un elemento se reduce si su estado de oxidación disminuye, para esto gana electrones. A continuación se muestran algunas semirreacciones de oxidación y reducción. … (oxidación) 1. Fe0 Fe2+ + 2e… (oxidación) 2. Mn2+ Mn7+ + 5e… (reducción) 3. Cl3+ + 2e- Cl1+ … (reducción) 4. S6+ + 8e- S2… (oxidación) 5. I20 2I7+ + 14e-
Ejemplo: Determine el estado de oxidación del cromo en el dicromato de potasio de fórmula K2Cr2O7. Si los estados de oxidación son: K (+1) ; Cr (x) y O (-2). Aplicamos la regla E:
ESPECIES Y FORMAS En el primer miembro de una reacción redox se tienen los agentes y en el segundo miembro las especies o formas .
El agente oxidante es el reactante que contiene al elemento químico que se reduce y el agente reductor el reactante que contiene a elemento químico que se oxida. La especie oxidada o forma oxidada es el producto que contiene al elemento químico ya oxidado y La especie reducida o forma reducida es el producto que contiene al elemento químico ya reducido.
APIO AUMENTA EL ESTADO DE OXIDACIÓN, PIERDE ELECTRONES Y SE OXIDA
Ejemplo:
Agente oxidante Agente reductor Especie oxidada Especie reducida
CuO NH3 N2 Cu
Ejemplo:
Agente oxidante Agente reductor Especie oxidada Especie reducida
HNO3 H2S S NO2
REGADIO SE REDUCE SI GANA ELECTRONES Y DISMINUYE EL ESTADO DE OXIDACIÓN
BALANCE DE REACCIONES REDOX Para igualar una reacción (ecuación química) redox debemos tener en cuenta las siguientes pasos:
A) Se determina los estados de oxidación de todos los elementos que B) C) D) E) F)
participan en la reacción química. Se identifican los elementos que se oxidan y que se reducen. Se anotan los electrones que se pierden y que se ganan. Se calculan los electrones transferidos transferidos (M.C.M.). Se suman las semirreacciones de oxidación y reducción. Finalmente se hace un tanteo.
F) En seguida se llevan los coeficientes a la ecuación original y se completa por tanteo agregando el coeficiente del agua:
4H2SO4 + 3NH3 3HNO3 + 4S + 7H2O Quedando así balanceada la ecuación por el método redox .
PROBLEMAS RESUELTOS 01. (U.N.M.S.M.-1986)Dada la siguiente ecuación química de óxido-
Ejemplo:
reducción:
Igualar la ecuación redox:
H2SO4 + NH3 HNO3 + S + H2O A) Determinamos los estados de oxidación de los elementos químicos:
B) Reducción del azufre: S 6+ S0 35+ Oxidación del nitrógeno: N N
Cu(s) + 2AgNO3(aq) → Cu(NO3)2 + 2Ag(s) De ella se deduce que el cobre: A) Se oxida porque gana 2 electrones. B) Se reduce porque pierde 2 electrones. C) Es el agente reductor porque se reduce. D) Es el agente oxidante porque se reduce. E) Se oxida porque pierde 2 electrones.
RESOLUCIÓN:
C) Se anotan los electrones ganados y perdidos en cada semirreacción: 6+ 0 Reducción del azufre: S + 6e- S Oxidación del nitrógeno: N 3- N5+ + 8e-
Determinamos los estados de oxidación de todos los elementos químicos que participan en la reacción química.
D) Se equilibran los electrones transferidos (M.C.M.=24), multiplicando convenientemente por 4 y por 3 respectivamente Reducción del azufre: 4 x (S6+ + 6e- S0) 35+ Oxidación del nitrógeno: 3 x (N N + 8e-) E) Sumamos las semirreacciones de oxidación y reducción (nótese que se cancelan los electrones transferidos): 4S6+ + 24e- 4S0 5+ 3N3+ 24e 3N 6+
4S + 3N
3-
5+
0
3N + 4S
Como vemos, el estado de oxidación del cobre aumenta de 0 a +2; por lo tanto se oxida y es el agente reductor. En este proceso pierde 2 electrones.
Rpta. E 02. (U.N.M.S.M.-1991)En la reacción de óxido-reducción: FeS + 4HNO 3 → Fe(NO3)3 + S + 2H2O + NO
Se cumple que A) Se producen dos oxidaciones y una reducción. B) El Fe no cambia su estado de oxidación. C) El N gana dos electrones. D) Se produce una oxidación y una reducción. E) Sólo el S se oxida perdiendo dos electrones.
D) 3-2-3-2-1
E) 4-3-1-12
RESOLUCIÓN: Primero determinamos los estados de oxidación de todos los elementos químicos y definimos los que se oxidan y los que se reducen:
RESOLUCIÓN: Determinamos los estados de oxidación de todos los elementos en la reacción química.
En este caso, el estado de oxidación del hierro aumenta de +2 a +3; lo mismo sucede con el azufre, su estado de oxidación aumenta de -2 a o. Por lo tanto se oxidan el hierro y el azufre. Por otro lado el estado de oxidación del nitrógeno disminuye de +5 a +2 y se reduce. Finalmente suceden dos oxidaciones y una reducción.
Rpta. A 03. (U.N.M.S.M.-1989)Después de haber efectuado el balanceo de la reacción por REDOX, indique los coeficientes que llevan las sustancias en la siguiente ecuación química manteniendo el orden en el que se encuentran ubicadas.
HNO3 + Ag → AgNO 3 + NO + H2O A) 4-3-3-1-2
B) 3-2-1-3-1
C) 3-3-2-1-2
Escribimos las semirreacciones de oxidación y reducción: +5 +2 Reducción del nitrógeno: N N Oxidación de la plata: Ag 0 Ag+1 Se anotan los electrones ganados y perdidos en cada semirreacción: Reducción del nitrógeno: N +5 +3e- N+2 0 +1 Oxidación de la plata: Ag Ag +1eSe equilibran los electrones transferidos (M.C.M.=3), multiplicando convenientemente por 1 y por 3 respectivamente Reducción del nitrógeno: 1 x (N+5 +3e- N+2) Oxidación de la plata: 3 x ( Ag0 Ag+1 +1e-) Sumamos las semirreacciones de oxidación y reducción de tal forma que se cancelan los electrones transferidos): N+5 +3e- N+2 3Ag0 3Ag+1 +3eN+5 + 3Ag0 N+2 + 3Ag+1 Luego, llevamos los coeficientes a la ecuación original y se completa por tanteo agregando el coeficiente del agua:
4HNO3 + 3Ag → 3AgNO3 + NO + 2H2O Quedando así balanceada la ecuación por el método REDOX y entonces, los coeficientes que llevan las sustancias so: 4-3-3-1-2 4-3-3-1-2
Rpta. A 04. (U.N.I.-2009-I)Determine cuáles de las siguiente ecuaciones corresponden a reacciones de óxido-reducción: I. AgNO3(ac) + NaCl(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac) II. 3Cu(s) + 8HNO3(ac) 3Cu(NO3)2(ac) + 2NO(g) + 4H2O(l) III. CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) Son correctas: A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II
E) II y III
RESOLUCIÓN: Una forma muy fácil de identificar si una reacción química es de óxido- reducción ( REDOX) es fijándonos si la ecuación presenta sustancias libres o si tienen 5 o más sustancias en total. Las reacciones de doble desplazamiento (o metátesis) no son redox. I. Es una reacción de doble desplazamiento, no es redox . II. Observamos un elemento libre (el Cu), es redox . III. Tiene un elemento libre (el O 2), es redox . Por lo tanto son reacciones de óxido-reducción II y III.
Rpta. E 05. (U.N.I.-2001-II)Balancee la siguiente ecuación redox: I2(s) + HNO3(ac) HIO3(ac) +NO2(g) + H2O(l) y determine la suma de los coeficientes estequiométricos de los productos. A) 16 B) 14 C) 11 D) 7 E) 5
RESOLUCIÓN: Primero determinamos los estados de oxidación de todos los elementos químicos y definimos los que se oxidan y los que se reducen:
Escribimos las semirreacciones de oxidación y reducción: +5 +4 Reducción del nitrógeno: N N 0 +5 Oxidación del yodo: I2 I Se anotan los electrones ganados y perdidos en cada semirreacción: Reducción del nitrógeno: N +5 +1e- N+4 0 +5 Oxidación del yodo: I2 2I +10eSe equilibran los electrones transferidos (M.C.M.=10), multiplicando convenientemente por 10 y por 1 respectivamente Reducción del nitrógeno: 10 x (N+5 +1e- N+4) Oxidación del yodo: 1 x (I20 2I+5+10e-) Sumamos las semirreacciones de oxidación y reducción de tal forma que se cancelan los electrones transferidos): 10N+5 +10e- 10N+2 I20 2I+5+10e-
10N+5 + I20 10N+2 + 2I+5 Luego, llevamos los coeficientes a la ecuación original y se completa por tanteo agregando el coeficiente del agua:
I2(s) + 10HNO3(ac)
2HIO3(ac) +10NO2(g) + 4H2O(l)
Entonces, la suma de los coeficientes de los productos es: 2 + 10 + 4 = 16
Rpta. A
PRÁCTICA
5. En la reacción química identifique el agente reductor:
1. Dadas las proposiciones, respecto al estado de oxidación, indique si es verdadera (V) o falsa (F). I. Se conoce como número de oxidación o índice redox. II. Es la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en un compuesto. III. Puede ser cero, positivo, negativo, entero o fracción. A) FFF
B) FVF
C) VFV
D) VVF
E)VVV
2. Determine el estado de oxidación del carbono en las especies: 2CO ; CO3 A) 2+, 2+
B) 2+, 4+
C) 4+, 4+
D) 2-, 4+
E) 2+, 4-
3. Indique la proposición incorrecta: A) El agente oxidante es el reactante que contiene al elemento químico que se reduce. B) agente reductor el reactante que contiene a elemento químico que se oxida. C) La especie oxidada es el producto que contiene al elemento químico ya oxidado. D) La especie reducida es el producto que contiene al elemento químico ya reducido. E) En toda reacción redox dos elementos ganan electrones, mientras que otro los pierde.
A) H2O
B) K
KOH + H 2
C) KOH
D) H 2
Cu + HNO3 B) NO2
E) K+
Cu(NO3)2 + NO2 + H2O C) HNO3 D) Cu(NO 3)2
E) Cu
6. Respecto a la reacción redox: H2O H2 + O2 Indique la(s) afirmación(es) que es(son) correcta(s): I. El agua es el agente oxidante. II. El agua es el agente reductor. III. El O2 es la forma reducida. A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) I y II
E) II y III
7. ¿En cuál de los compuestos el yodo tiene mayor estado de oxidación? A) I2O3
B) HIO2
C) Al(IO)3
D) I2O5
E) KIO4
8. Señale las reacciones que son de óxido-reducción: I. N2 + H2 NH3 II. CH4 + O2 CO2 + H2O III. KI + H 2SO4 + KMnO4 I2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y III E) I, II y III 9. Determina el estado de oxidación del cromo, azufre, nitrógeno y fósforo en H 2CrO4, SO3, NH4OH y Ca3(PO4)2 , respectivamente. A) 6+, 6+, 3-, 5+ D) 4+, 4+, 3-, 5+
4. Dada la reacción química identifique el agente oxidante: K + H2O
A) H2O
B) 6+, 6-, 3-, 5E) 3+, 6+, 3-, 5+
C) 4+, 6+, 3-, 3+
10. Indique la proposición incorrecta: A) En el propano C 3H8 el carbono tiene estado de oxidación fraccionario.
B) Tanto el sodio como el magnesio tienen es tado de oxidación +1. C) Una misma sustancia se puede ser agente oxidante y agente reductor en alguna reacción química. D) En algunas reacciones redox conocidas como dismutaciones, un mismo elemento químico se oxida y se reduce simultáneamente. E) La oxidación de un elemento químico está asociada a la pérdida de electrones y al incremento del índice redox.
A) 2
B) 4
C) 6
D) 8
E) 10
15. Balancear la siguiente reacción y señale la suma de los coeficientes: Cl2 + KOH KClO3 +KCl+ H2O A) 36 B) 30 C) 28 D) 16 E) 20 16. Balancear por redox: CuO + NH 3 Cu+ N2 + H2O y señalar la suma de los coeficientes. A) 5 B) 7 C) 12 D) 11
11. ¿Qué reacciones son procesos de oxidación - reducción? I. NH3 + HCl NH4Cl II. CaCO3 CaO + CO2 III. CO + O2 CO2
E) 13
AUTOEVALUAIÓN A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) II y III
E) I y III
12. En el siguiente proceso de oxidación - reducción, ¿qué sustancia actúa como agente oxidante? K2Cr2O7 + S8 SO2 + Cr2O3 + K2O A) S8
B) K2Cr2O7
C) K2O
D) SO 2
E) Cr2O3
13. Balancear la ecuación: HNO3 + H2S NO + S + H 2O Luego calcule: coeficiente coeficiente del agentereductor
A) FFF
B) 1/5
C) 4/5
D) 3/2
B) FVF
C) VFV
D) VVF
E) 5/4 A) 3-, 0
B) 2+, 6+
C) 4+, 4+
D) 2-, 2+
14. Iguale la ecuación química: Hg + HNO3
Hg(NO3)2 +NO + H2O
Finalmente indique el coeficiente del agente oxidante.
E)FFV
2. Indique el estado de oxidación del carbono en las especies: C2H6 y C6H12O6.
coeficientedel agenteoxidante
A) 2/3
1. Dadas las proposiciones, respecto al estado de oxidación o número de oxidación, indique si es verdadera (V) o falsa (F). I. Generalmente, el oxígeno tiene estado de oxidación -2, excepto en los peróxidos donde trabaja con +2. II. Los metales alcalinos en el estado libre tienen estado de oxidación +1. III. En un compuesto químico la suma algebraica de los es tados de oxidación es nula.
3. Indique la proposición incorrecta: A) Si un elemento se oxida, pierde electrones. B) Si un elemento se reduce, gana electrones. C) Mn+2 + 5e- Mn+7 : oxidación
E) 2+, 2-
+6
-
-2
D) S + 8e S : reducción E) En la reacción redox los electrones que pierde el elemento que se oxida los gana el elemento que se reduce.
A) O2
B) C3H8
A) 1
C) 3
D) 4
E) 5
KClO3 + S + H 2O Cl2 + K2SO4+ H2SO4
CO2 + H2O
C) H2O
B) 2
9. Balancear la ecuación:
4. Dada la reacción química identifique el agente reductor: C3H8 + O2
Indique el coeficiente del agua.
D) OH-
E) CO2
Luego calcule: coeficiente coeficiente de la especiereducida
5. Indique en qué compuestos o iones, el azufre tiene estados de oxidación -2 ; +6 ; +4 y +2 (en ese orden). A) H2SO4 ; H2SO3; SO2 ; KHSO4 B) H2SO3 ; H2S2O7 ; SO ; KHSO3 C) H2S ; Li 2SO3; SO3 ; K2SO2 D) Na2S ; K2S2O7 ; SO3; H2SO2 E) H2S ; H2S2O7 ; SO2 ; K2SO2 6. Identifique una reacción de óxido-reducción: A) KOH + HCl KCl + H 2O B) KOH + H2SiO3 K2SiO3+ H2O C) NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO 2 D) KClO3 + S + H 2O Cl2 + K2SO4+ H2SO4 E) H3PO4 + Mg(OH)2 Mg3(PO4)2 + H2O
coeficiente coeficiente del agente oxidante
A) 1/2
B) 1/3
C) 2/3
D) 3/2
E) 4/9
10. Iguale la ecuación química: MnO2 + HCl
MnCl2 +Cl2 + H2O
Y calcule el producto de los coeficientes mínimos enteros. A) 4
B) 8
C) 16
D) 24
E) 14
7. Identifica la especie reducida en la siguiente reacción redox.
ingenio helicoidal
NH3 + PbO N2 + H2O + Pb A) NH3
B) PbO
C) N2
D) H2O
8. Dada la siguiente ecuación química de óxido-reducción: Zn + HNO 3
Zn(NO3)2 +NO2 + H2O
E) Pb
11. Se descompone tetrahidruro de difósforo en fosfamina y dihidruro de tetrafósforo. Construya la ecuación química y señale las afirmaciones correctas. I. Se trata de una dismutación II. La suma de los coeficientes es mínimos enteros de la ecuación balanceada es 12.
III. Para balancear la ecuación redox, son 6 los electrones transferidos. A) Sólo I
B) Sólo II
C) I y II
D) II y III
E) I, II y III
12. Iguale la ecuación química por redox: KI + KMnO4+ H2SO4
MnSO4 + K2SO4 + I2 + H2O
4. Indique el compuesto químico donde el nitrógeno tiene estado de oxidación 3+.
y señale el coeficiente del agente reductor A) 6
B) 8
C) 10
B) La ganancia de electrones está relacionada con la reducción del elemento. C) En toda reacción redox debe haber por lo menos un elemento que se reduce y otro que se oxida. D) En toda dismutación un mismo elemento químico se oxida y se reduce simultáneamente. E) El agente oxidante es el reactante que contiene al elemento que se oxida.
D) 16
E) 18 A) HNO3
B) KNO2
C) Al(NO3)3
D) NH3
E) NH4OH
TAREA 5. Dada la reacción química identifique el agente reductor: 1. Dadas las proposiciones, respecto al estado de oxidación, indique si es verdadera (V) o falsa (F). I. Generalmente el oxígeno tiene estado de oxidación -2 excepto en los peróxidos donde trabaja con -1. II. Generalmente el hidrógeno tiene estado de oxidación +1 excepto en los hidruros metálicos donde trabaja con -1. III. En todo compuesto químico, la suma de los estados de oxidación es igual a cero. A) FFF
B) FVF
C) VFV
D) VVF
E)VVV
2. Determine el estado de oxidación del cromo en las especies: 2CrO4 ; K2Cr2O7. A) 6+, 6+ B) 2+, 4+ C) 4+, 6+ D) 6-, 4+ E) 2+, 43. Indique la proposición incorrecta: A) La pérdida de electrones está relacionada con la oxidación del elemento.
Sn + HNO3 A) H2O
B) Sn
SnO2 + NO2 + H2O C) HNO3
D) SnO2
E) NO2
6. En la reacción química identifique el agente oxidante: CuSO4 + KI CuI + I2 + K2SO4 A) CuSO4
B) I2
C) K2SO4
D) CuI
E) KI
7. Respecto a la reacción redox: Al(s) + HBr(ac)
AlBr3(ac) + H2(g)
El coeficiente del agente oxidante es: A) 3
B) 4
C) 5
D) 6
E) 2
8. En la reacción química: PbS+ HNO3
e indique la suma de los coeficientes del agente oxidante y la forma reducida.
Pb(NO3)2 + NO + S + H2O
A) 5
I. El azufre se oxida. II. El nitrógeno se reduce. III. El azufre metálico es la especie oxidada. Son correctas: A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) I y III
9. Señale las reacciones que son de óxido-reducción: I. C + H2 + O2 C6H12O6 II. Mg + Cl2 MgCl2 III. Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + H2O A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II 10. Iguale la ecuación química: HCl + MnO2
MnCl2 + Cl2 + H2O
E) I, II y III
E) I, II y III
B) 3
C) 2
D) 6
E) 4