Este documento presenta información básica sobre electroquimia. Explica conceptos clave como números de oxidación, reacciones redox, oxidación y reducción. También describe métodos para asignar números de oxidación a átomos y balancear ecuaciones redox.
Reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox
ECUACIONES QUÍMICAS REDOX
1. APUNTES BASICOS PARA LA ELECTROQUIMICA.
Academia de Química.
Profesor: LUISA REYNA MUÑIZ LOZANO.
REACCIONES DE OXIDO REDUCCION.
Una de las propiedades más importantes de los elementos, es
su estado de oxidación o número de oxidación. Existe una
correlación definida entre los números de oxidación y los
grupos en donde están localizados los elementos en la tabla
periódica.
Para predecir una fórmula química simplemente se unen los
elementos con número de oxidación positivo a aquellos que
tienen número de oxidación negativo, sin olvidar que la
suma de todos los números de oxidación en la fórmula final
debe ser igual a cero.
Muchos elementos (principalmente los de transición) tienen
más de un número de oxidación que hay que consultar con la
tabla periódica.
Comenzaremos por la asignación de los números de oxidación
y para esto hay dos métodos.
Método 1
Los electrones de valencia se encuentran como cuando se
asignan cargas formales, excepto que ambos electrones de un
par enlazante se asignan al átomo más electronegativo. Si
los dos átomos enlazantes son idénticos, el par compartido
se divide entre los dos.
Método 2
No requiere la escritura de la estructura de Lewis, un
proceso que puede ser tediosos en una molécula muy grande.
La condición que siempre se cumple es:
“Siempre que tenga lugar una oxidación, debe haber una
reducción simultánea”.
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La reducción es lo opuesto a la oxidación; la reducción es
una ganancia de electrones, es el proceso mediante el cual
se adicionan electrones.
Como los electrones no se destruyen en las reacciones
químicas sino que sólo se transfieren, debe haber un
proceso de reducción asociado con uno de oxidación, por lo
que anteriormente se dijo: se cumple la condición de un
proceso simultáneo.
Este tipo de reacciones con transferencia de electrones
también es conocida como la:
REACCION DE OXIDO REDUCCIÓN o REDOX
Las reacciones redox se describen ahora en términos de
ganancia o pérdida de electrones y éstas incluyen una
variación en las cargas eléctricas en la especie
reaccionante.
¿Qué es la oxidación y qué es la reducción?
DEFINICIONES:
OXIDACION: Es un proceso en el cual uno o
más electrones son perdidos por un átomo,
ión o una molécula.
REDUCCION: Es un proceso en el cual se
adicionan electrones.
Además, se dice, si el número de oxidación de un elemento
disminuye en la reacción, entonces se redujo. Para observar
este proceso, se empleará una escala en la determinación
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objetiva de la reacción química de un elemento que se ha
oxidado o reducido, esto de acuerdo con el cambio observado
en su número de oxidación.
OXIDACION
-5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4
REDUCCION
Las reacciones que incluyen la donación o aceptación
de los electrones por los átomos, iones o moléculas se
denominan mitades de reacción, cada uno de los pasos de
oxidación y reducción, reciben el nombre de:
SEMIRREACCIONES.
Las semireacciones explícitamente muestran los electrones
implicados, como se muestra en el siguiente ejemplo:
En la reacción:
Hº2(g) + Clº2(g) 2 H+1
Cl-1
(g)
La reacción de oxidación es:
Hº2(g) 2 H+1
(g) + 1 e-
La reacción de reducción es:
Clº2(g) + 1 e-
2 Cl-1
(g )
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La reacción redox neta total puede escribirse como la suma
de las mitades de reacción:
Una para el oxidante que
representa la ganancia de
los electrones.
Clº2(g) + 1 e-
2 Cl-1
(g)
Una para el reductor que
representa la pérdida de
los electrones
Hº2(g) 2 H+1
(g) + 1
e-
La unión de las dos semirreacciones es:
Clº2(g) + 1 e-
2 Cl-1
(g )
Hº 2 H2(g)
_____________________________________
+1
+ 1 e-
Clº2(g) + Hº2(g) 2 H+1
Cl-1
(g)
Como se puede observar la reacción redox neta total tiene
por objetivo:
1.Balancear el número de cargas eléctricas o
electrones que son transferidos.
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2.Balancear el número de átomos, iones o
moléculas en los reactivos y en el
producto (aplicando para esto LA LEY DE LA
CONSERVACIÓN DE LA MASA).
En general, en una reacción redox, el agente oxidante
acepta electrones y el agente reductor suministra los
electrones.
El agente oxidante SE REDUCE.
El agente reductor SE OXIDA.
Del ejemplo anterior en la primera semirreacción…
Clº2(g) + 1 e-
2 Cl-1
(g) REDUCCION.
El agente oxidante es el Clº2(g); el causante directo de
que el átomo de hidrógeno pierda un electrón
OXIDÁNDOSE de:
Hº2(g) 2 H+1
(g)
De la segunda semireacción:
Hº2(g) 2 H+1
(g) + 1 e-
OXIDACION.
El agente reductor es el Hº2(g); el causante de que el átomo
de cloro gane un electrón REDUCIÉNDOSE de:
Clº2(g) 2 Cl-1
(g)
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Las reglas para LA ASIGNACIÓN DE LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN
SON:
1.- Al flúor en sus compuestos se le asigna siempre el
número de oxidación -1.
2.- Al oxígeno en sus compuestos se le asigna un número de
oxidación -2.
Excepciones:
a).- Peróxidos y superóxidos.
Estos compuestos contienen enlaces O-O.
El número de oxidación de cada átomo de oxígeno en un
peróxido es -1 y en un superóxido es -1/2.
b).- Fluoruros de oxígeno.
La regla 1 siempre prevalece.
Así que el OF2 y O2F2 los números de oxidación de cada
oxígeno son +2 y +1, respectivamente (la suma de los
números de oxidación de todos los átomos que aparecen en la
fórmula de un compuesto total es igual a O)
3.- Al hidrógeno en sus compuestos se le asigna un número
de oxidación +1.
Excepción:
En los hidruros metálicos se le asigna un valor
de -1.
4.- A los elementos combinados de los grupos IA,IIA y IIIA,
se lees asigna virtualmente el número de oxidación +1, +2 y
+3 respectivamente.
5.- En la fórmula de una sustancia o especie ( ión, átomo o
molécula), la suma de los números de oxidación de todos los
átomos en la fórmula iguala la carga eléctrica de la
fórmula.
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a).- Un átomo de cualquier elemento en el estado
libre (no enlazado) tiene un número de oxidación de 0.
b).- Cualquier ión sencillo (monoatómico) tiene
un número de oxidación igual a su carga.
c).- La suma de los números de oxidación de todos
los átomos que aparecen en la fórmula de un ión poliatómico
o complejo es igual a la carga eléctrica del ión.
Iniciemos con las REACCIONES DE OXIDO REDUCCION.
Las reacciones de oxido reducción constituyen una parte
importante del mundo que nos rodea, las reacciones en
solución acuosa se clasifican en tres clases:
1. De transferencia de electrones o de oxidación-reducción
(redox).
2. De transferencia de protones, neutralización o ácido-
base.
3. De precipitación o metátesis.
¿Qué es el estado de oxidación de un elemento ?
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.
El término “oxidación”, en el sentido original de la
palabra indica una reacción con oxígeno elemental. Las
reacciones de combustión en el aire, por ejemplo:
Cº + Oº2 CO2(g)
Y de corrosión:
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Feº + ½ O2 FeO
Las anteriores reacciones químicas son reacciones típicas
de oxido-reducción.
Pero ahora, su significado de las reacciones de oxido-
reducción incluyen reacciones que no implican al oxígeno;
ampliándose el término para referirse a “cualquier reacción
en la que una sustancia o especie pierde electrones”.
Ejemplo:
Naº Na+
+ 1 e-
Caºº Ca+2
+ 2 e-
Siguiendo con las semireacciones del hidrógeno y el cloro,
se dice, que la sustancia que causa la oxidación se reduce
en la reacción química, tomemos de base la siguiente
reacción de oxido-reducción:
Clº2(g) + Hº2(g) 2 H+1
Cl-1
(g)
La oxidación se produce en:
Hº2(g) 2 H+1
(g) OXIDACION.
De aquí que la sustancia que causa la oxidación es el:
Clº2(g).
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Es por consecuencia y recordando que es un proceso
simultáneo, la semireacción que se reduce es:
Clº2(g) 2 Cl-1
(g ) REDUCCION.
De aquí que la sustancia que causa la reducción es el:
Hº2(g).
Otro ejemplo sería:
Fe3+
+ 1 e-
Fe2+
REDUCCION.
Sn2+
Sn4+
+ 2 e-
OXIDACION.
El oxidante que representa ganancia de electrones es:
Fe3+
+ 1 e-
Fe2+
El reductor que representa pérdida de electrones es:
Sn2+
Sn4+
+ 2 e-
El agente oxidante es el Fe3+
puesto que acepta 1e-
.
El agente reductor es el Sn2+
puesto que dona 2e-
.
Para el ejemplo anterior:
puesto que acepta 1e-
.El agente oxidante es el Clº2(g)
El agente reductor es el Hº2(g) puesto que dona 1e-
.
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Como una conclusión: El agente oxidante se reduce y el
agente reductor se oxida.
BALANCE DE LA REACCION REDOX.
Balancear una ecuación consiste en obtener coeficientes de
cada un de las fórmulas de las sustancias anotadas en la
ecuación química.
Si los coeficientes son correctos, el número de átomos de
cada elemento representado en el primer miembro de la
ecuación es igual a los que están representados en el
segundo miembro de ella.
Clº2(g) + Hº2(g) 2 H+1
Cl-1
(g)
Primer miembro. Segundo miembro.
REACTIVOS o REACTANTES. PRODUCTOS.
Los coeficientes los obtendremos por el método redox-no
acuosa.
El método del número de oxidación se describe como:
1.- Asigne a todos los átomos números de oxidación.
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2.- Observe qué átomos parecen perder electrones y cuáles
ganan. Y determine cuántos electrones se pierden o ganan en
total por unidad de fórmula.
Ejemplo:
HIO3 + HI I2 + H2O
Paso 1
Asignación de los números de oxidación de acuerdo a
las reglas anteriores.
H1+
I5+
O-2
3 + H1+
I1-
Iº2 + H1+
2 O2-
Paso 2
HIO3 5e-
(GANA)
HI 1e-
(PIERDE)
3.- Si hay más de un átomo que pierde o gana electrones en
una unidad fórmula, determine la pérdida o ganancia total
de electrones por unidad de fórmula.
4.- Iguale la ganancia de electrones del agente oxidante
con la pérdida por el agente reductor, introduciendo el
coeficiente apropiado delante de la fórmula de cada uno en
la parte izquierda de la ecuación (segundo miembro).
Paso 4
I5+
+ 5e-
Iº REDUCCION.2
I1-
Iº2 + 1e-
OXIDACION.
El agente oxidante: HIO3
El agente reductor: HI
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Intercambiando el número de electrones y colocándolos como
coeficientes tenemos:
1 (I5+
+ 5e-
Iº )2
5 ( I1-
Iº2 + 1e-
)
La ecuación neta total considerando el producto del
intercambio de electrones usados como coeficientes es:
I5+
+ 5e-
Iº2
5I1-
5 Iº + 5e2
__________________________________
-
I5+
+ 5I1-
NO SE CONSIDERAN PORQUE
ES EL MIMO ELEMENTO PARA
LA REACCION SIMULTANEA.
5.- Complete el balance de la ecuación por inspección.
5.1.- Primero balancee los átomos que han ganado o
perdido electrones.
5.2.- Segundo los átomos diferentes al O y al H.
5.3.- Tercero los átomos de O.
5.4.- Cuarto finalmente los átomos de hidrógeno.
Paso 5
HIO3 + HI I2 + H2O
se anotan los números (coeficientes) de las fórmulas.
(5.1) HIO3 + 5HI I2 + H2O
(5.2) HIO3 + 5HI 3I2 + H2O El yodo.
(5.3) HIO3 + 5HI 3I2 + 3H2O El oxígeno.
(5.4) HIO3 + 5HI 3I2 + 3H2O El hidrógeno
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No hay necesidad de aplicar el punto (5.4); pues ya está
balanceada la ecuación.
Muchas de las reacciones se pueden balancear por inspección
(tanteo) hasta que ambos miembros de la reacción hay
cantidades de todos y cada uno de los átomos participantes.
Dos reglas deben recordarse:
1.Si los enlaces covalentes son compartidos por átomos
idénticos, los electrones se dividen igualmente entre
estos.
Clº2 enlace covalente Cl ºº Cl
2.El número de oxidación de un ión complejo es igual a la
suma algebraica de los números de oxidación de los átomos
que los constituyen.
AsO3-
4 ion trabajando con 3 cargas negativas.
O = -2
Considerando la incógnita como el elemento de As tenemos..
X + (-2)(4) = -3
X - 8 = -3
X = 8 - 3
X = 5
El número de oxidación del As en la molécula de AsO3-
4 es
5+.
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En la fórmula F2O
O = +2
sustituyendo por la ecuación algebraica …
2X + 2 = 0
X = -2/2
X = -1
1- es el número de oxidación del flúor.
La neutralidad electrónica se confirma al sustituir los
datos.
2(-1) + 2 = 0
La siguiente regla fue la que se aplicó:
“ El flúor tiene un número de oxidación de -1 en TODOS sus
compuestos. Los otros halógenos (Cl, Br y I) tienen números
de oxidación negativos cuando se presentan como iones
haluros en los compuestos. Y cuando se combinan con
oxígeno, por ejemplo en oxoácidos y axoaniones tienen
número de oxidación positivos”.
Para la molécula LiAlH4
En ésta molécula recordemos que:
“El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando
está enlazado a metales en compuestos binarios (esto es,
compuestos que contienen dos elementos) su número de
oxidación cambia a -1”
La molécula anterior cumple la regla al enlazarse el
hidrógeno a un metal en y un compuesto binario, por lo que:
Li = +1 (metal grupo IA)
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H = -1
El aluminio tiene como número de oxidación:
1 + X + (-1)(4) = 0
1 + X - 4 = 0
X - 3 = 0
X = 3
Al = 3+
3+ es su número de oxidación y pertenece al grupo IIIA
(metal).
Realicemos otro ejemplo más, en la molécula HgClF
F = -1
Cl = -1
sustituyendo en la ecuación algebraica..
X + (-1) + (-1) = 0
X - 1 - 1 = 0
X - 2 = 0
X = 2
2+ es el número de oxidación del mercurio.
El mercurio (Hg) es un metal de transición del grupo IIB y
en la Tabla Periódica se indica:
Hg2+,1+
“El flúor tiene un número de oxidación en todos sus
compuestos” y “El cloro tiene el número de oxidación
negativo cuando se presenta como ión haluro en los
compuestos”.
Es por esta razón que el cloruro fluoruro de mercurio (II);
tiene el número de oxidación 2+ en el mercurio.
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Si consideramos el mismo ejemplo resuelto del HIO3 y del
HI, pero balanceamos en masa, tenemos que:
Paso 1
Asignación de los números de oxidación.
H1+
I5+
O-2
3 + H1+
I1-
Iº2 + H1+
2O2-
Paso 2
HIO3 5e-
(GANA) REDUCCION.
HI 1e-
(PIERDE) OXIDACION.
Paso 3
No se aplica para esta reacción.
Paso 4
Las semireacciones son….
I5+
+ 5e-
Iº2
I1-
Iº2 + 1e-
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Balanceando en masa:
2I5+
+ 10e-
Iº2
2I1-
Iº2 + 2e-
Balanceando el número de electrones de transferencia:
2(2I5+
+ 10e-
Iº )2
10(2I1-
Iº2 + 2e-
)
Resultado:
4I5+
+ 20e-
2Iº2
20I1-
10Iº + 20e2
_____________________________________________
-
4I5+
+ 20I1-
NO SE CONSIDERA PORQUE ES EL
MISMO ELEMENTO PARA LA REDOX
Paso 5
HIO3 + HI I2 + H2O
(5.1) 4HIO3 + 20HI I2 + H2O
(5.2) 4HIO3 + 20HI 12I2 + H2O El yodo.
(5.3) 4HIO3 + 20HI 12I2 + 12H2O El oxígeno.
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(5.4) 4HIO3 + 20HI 12I2 + 12H2O El hidrógeno.
No hay necesidad de aplicar (5.4) puesto que ya está
balanceada la ecuación.
Procedamos a realizar otro balance por oxido-reducción.
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO
Paso 1
Asignación de los números de oxidación
Cuº + H1+
N5+
O2-
3 Cu2+
(N5+
O2-
3)2 + H1+
2O2+
+
N2+
O2-
Paso 2
Cuº 2e-
PIERDE.
HN5+
O3 3e-
GANA.
Paso 3
No se aplica para esta reacción.
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Paso 4
Cuº Cu2+
+ 2e-
OXIDACION.
N5+
+ 3e-
N2+
REDUCCION.
El agente oxidante: HNO3
El agente reductor: Cuº
Se intercambian el número de electrones colocándose como
coeficientes en ambas semireacciones:
3(Cuº Cu2+
+ 2e-
)
2(N5+
+ 3e-
N2+
)
3Cuº Cu2+
+ 6e-
2N5+
+ 6e-
2N2+
____________________________
3Cuº + 2N5+
Cu2+
+ N2+
Paso 5
Complete por inspección.
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO
(5.1) 3Cu + 2HNO3 3Cu(NO3)2 + H2O + 2NO
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(5.2)
Para los átomos del nitrógeno.
REACTIVOS: 2
PRODUCTOS: 8 ; se procede a balancearlo.
3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + H2O + 2NO
(5.3)
Para los átomos de oxígeno.
REACTIVOS: 24
PRODUCTOS: 20 ; se procede al balance.
3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
(5.4)
Para los átomos de hidrógeno NO SE APLICA, YA ESTA
BALANCEADA LA ECUACION.
ALGUNAS CONSIDERACIONES.
Si en la fórmula son varios los átomos que han sufrido
oxidación o reducción, se multiplica el número de su
subíndice por su número de oxidación para tener el total de
valencias (con signo) oxidadas o reducidas. Para ilustrar
lo anterior realicemos un ejemplo:
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N3-
H1+
3 + Oº2 H1+
2O2-
+ N2+
O2-
N3-
N2+
+ 5e-
OXIDACION.
Oº2 + 2e-
O2-
REDUCCION.
El subíndice del O2 es 2, el cual lo multiplicamos por el
número de electrones:
2e-
(2) = 4e-
4 es el coeficiente que siguiendo las reglas se coloca en
el NH3 y en el NO.
4NH3 + 5Oº2 6H2O + 4NO
El paso anterior se realiza de la siguiente forma:
N3-
N2+
+ 5e-
Oº2 + 4e-
2O2-
4(N3-
N2+
+ 5e-
)
5(Oº2 + 4e-
2O2-
)
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4N3-
4N2+
+ 20e-
5Oº2 + 20e-
10O2-
Colocando los coeficientes….
(5.1)
4NH3 + 5Oº2 H2O + 4NO
(5.2)
4NH3 + 5Oº2 H2O + 4NO Para el nitrógeno.
(5.3)
4NH3 + 5Oº2 6H2O + 4NO Para el oxígeno.
(5.4)
4NH3 + 5Oº2 6H2O + 4NO
YA ESTA BALANCEADA.
Si el elemento oxidado y el elemento reducido están en la
misma molécula, se anotan en el otro miembro de la ecuación
los coeficientes determinados.
Ejemplo:
Ag2SO3 + H2O H2SO4 + Ag
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Se asignan los estados de oxidación..
Ag1+
2S4+
O2-
3 + H1+
2O2-
H1+
2 S6+
O2-
4 + Agº (*)
Se anotan en el otro miembro de la ecuación (*)
Ag2SO3 + H2O H2SO4 + 2Ag
O bien en las semireacciones:
Ag1+
2 + 1e-
Agº (balancear en masa)
Ag1+
2 + 2e-
2Agº
Ag1+
2 + 2e-
2Agº OXIDACION.
S4+
S6+
+ 2e-
REDUCCION.
La ecuación neta total es:
Ag1+
2 + 2e-
2Agº
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S4+
S6+
+ 2e-
_______________________________________
Ag1+
2 + S4+
2Agº + S6+
Colocando los coeficientes …..
Ag2SO3 + H2O H2SO4 + 2Ag
YA ESTA BALANCEADA LA ECUACION.
El agente oxidante y reductor es : Ag2SO3
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