ÓXIDO REDUCCIÓN I

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ÓXIDO REDUCCIÓN  I Unidad Nº 7 de Química Electivo TEMAS 1. Óxido Reducción 2. Términos Utilizados en Óxido Reducción 3. Reacciones Redox 1. Óxido Reducción Las reacciones de óxido reducción constituyen un tercer tipo de reacciones en solución acuosa. En general, estas reacciones se caracterizan por la transferencia de electrones desde un agente reductor a un agente oxidante y, como consecuencia, cambian los estados de oxidación de los elementos que intervienen en el proceso. Estado de Oxidación (E.O.) El número o estado de oxidación es la carga eléctrica, positiva o negativa, asignada a cada átomo de un compuesto o ión monoatómico o poliatómico, de acuerdo con las siguientes reglas: 1. Los átomos de los elementos libres, por ejemplo, Fe, Cl2, N2, tienen número de oxidación igual a cero. 2. La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuesto neutro, por ejemplo, H2O, tiene que ser cero. 3. El número de oxidación de los iones monoatómicos es igual a la carga del ión. Por ejemplo, para el Fe+3, el estado de oxidación es 3. Para el Mg+2, el estado de oxidación es 2. 4. En los compuestos covalentes, los electrones de cada par de átomos son asignados al átomo más electronegativo que modifica su número de oxidación en igual número que el de electrones que se le asignan. El átomo menos electronegativo modifica su número de oxidación en número igual al de electrones sustraídos; por ejemplo, en el amoníaco (NH3) al nitrógeno (N) se le asignan tres electrones y el número de oxidación -3. A cada hidrógeno (H) se la asigna la pérdida de un electrón, por lo tanto, le corresponde un número de oxidación +1. 5. Si los enlaces covalentes son compartidos por átomos idénticos, los electrones se dividen igualmente entre éstos. 6. El número de oxidación de un ión complejo es igual a la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que lo constituyen. Por ejemplo, el ión Cr2O7-2, tiene número de oxidación -2. Cálculo del Estado de Oxidación Para calcular el estado o número de oxidación de un elemento determinado dentro de un compuesto, se deben seguir ciertas reglas. 1. Identificar la presencia de elementos de los grupos IA (estado de oxidación: +1), IIA (estado de oxidación: +2) o IIIA (estado de oxidación: +3). 2. Identificar la presencia de oxígeno (estado de oxidación: -2), excepto en los peróxidos (estado de oxidación: -1). 3. Identificar la presencia de hidrógeno (estado de oxidación: +1), excepto en los hidruros (estado de oxidación: -1). 4. En ausencia de elementos anteriores, emplear la relación del grupo con su estado de oxidación más común. Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Estado de oxidación +1 +2 +3 +4 +5 -2 -1 Veamos algunos ejemplos: 1. Encuentre el estado de oxidación de Cu+2, Br-1, In+3. Cu+2 : estado de oxidación = +2. Br-1 : estado de oxidación = -1. In+3 : estado de oxidación = +3. 2. Encuentre el estado de oxidación de As en el compuesto AsO4-3 Considerando X como el número de oxidación del elemento solicitado, -2 el número de oxidación del oxígeno y la carga total que presenta el compuesto, hacemos una ecuación simple para determinar el valor de X. Entonces, As   O4-3 X   4(-2) = -3 X   -8 = -3 X = +5 3. Encuentre el estado de oxidación de S en el compuesto CaSO4. Considerando X como el número de oxidación del elemento solicitado, +2 el número de oxidación del calcio, -2 el número de oxidación del oxígeno y la carga que presenta el compuesto, en este caso neutro, hacemos una ecuación simple para determinar el valor de X. Entonces, Ca   S   O4 +2   X   4(-2) = 0                   X = +6 |Regresar a Temas| 2. Términos Utilizados en Óxido Reducción Proceso de Oxidación Es el traspaso de electrones de un elemento del compuesto que, como consecuencia, aumenta su estado de oxidación. Ejemplo: Fe+2   ? Fe+3 + 1 é Agente reductor Es la entidad que sufre el proceso de oxidación. En el ejemplo anterior, el ión hierro (II) sufrió un proceso de oxidación puesto que aumentó su número de oxidación, originando el ión hierro (III). Luego, el Fe+2 es el agente reductor. Resumiendo, el agente reductor es la entidad que provoca una reducción en otra entidad al ceder electrones a ésta. Proceso de Reducción Es la ganancia de electrones por parte de un elemento del compuesto que, como consecuencia, disminuye su estado de oxidación. Ejemplo: Al+3 + 3 é ? Al0 Agente oxidante Es la entidad que sufre el proceso de reducción. En el ejemplo anterior, el ión aluminio (III) sufrió un proceso de reducción puesto que ganó 3 electrones y originó al ión aluminio. Se observa que hay disminución en el estado de oxidación del aluminio. Luego, el Al+3 es el agente oxidante. Resumiendo, el agente oxidante es la entidad que provoca una oxidación en otra entidad al captar electrones de ésta. |Regresar a Temas| 3. Reacciones Redox Las reacciones redox o de óxido reducción son las que relacionan los procesos anteriormente descritos. Así, debe existir un proceso o semirreacción de reducción para que ocurra un proceso o semirreacción de oxidación y viceversa. El sodio, el magnesio y el aluminio son metales activos que reaccionan fácilmente en soluciones de ácido clorhídrico, con pérdida de sus electrones de valencia. La oxidación de estos átomos a sus respectivos iones y la correspondiente reducción de los iones H+ (realmente, de los iones H3O+) a hidrógeno gaseoso, pueden representarse a través de sus respectivas semirreacciones. La reacción del magnesio metálico (Mg) con el ácido clorhídrico (HCl) en solución se representa mediante las siguientes semirreacciones, cuya adición produce la ecuación total de la reacción. Entonces, Por último, para resumir los términos planteados anteriormente se muestra el siguiente cuadro. |Regresar a Temas|

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Última modificación: viernes, 18 de abril de 2008, 17:36

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