006.QUÍMICA- DÉCIMO. OXIDO-REDUCCIÓN

OTRA FORMA DE CLASIFICAR LAS REACCIONES QUÍMICAS

Todas las reacciones químicas pueden ser clasificadas en dos grandes grupos:

Primer grupo: reacciones en las que no hay transferencia de electrones. Este tipo de reacciones de observa una reorganización de los átomos. A este grupo pertenecen:

ü  Las reacciones de doble desplazamiento

ü  Las reacciones de neutralización

Segundo grupo: reacciones en las cuales no hay transferencia de electrones. También llamadas reacciones redox o de oxido – reducción. A este grupo pertenecen:

ü  Las reacciones de síntesis

ü  Las reacciones de descomposición

ü  Las reacciones de sustitución

Veamos lo que sucede en las reacciones de oxido reducción:

2Na⁰  +  O₂⁰ --------------------> 2Na⁺¹  + O₂ ^{- 2}

El sodio cambio su número de oxidación de 0 a +1, es decir, aumenta, por tanto hay una oxidación.

 Na⁰  -  1e^{-  -------------------->}  Na⁺¹  un elemento que pierde electrones  se oxida.

El oxígeno pasa de 0 a -2, es decir, disminuye su número de oxidación.

O₂⁰  + 2e^{-  ------------------->}  2O^-2      un elemento que gana  se reduce.

·         Identifique en las siguientes reacciones qué elementos se oxida y qué elemento se reduce:

o   H₂  + S   ---------------->  H₂S

o   2Fe  + O₂   ---------------> FeO

REACCIONES DE OXIDO – REDUCCIÓN

Las reacciones de oxido – reducción se reconocen por el cambio que se presenta en los números de oxidación de los elementos.

Las reacciones de oxido – reducción son aquellas en las cuales de presenta transferencia de electrones. Es decir, reacciones en las que hay un átomo que cede electrones y el otro que los acepta.

Conceptos básicos:

Oxidación: proceso mediante el cual una sustancia química pierde electrones.

Reducción: proceso mediante el cual una sustancia química gana electrones.

Agente oxidante: sustancia que causa la oxidación a otra. El agente oxidante es a la vez la sustancia reducida ya que gana electrones.

Agente reductor: sustancia que causa la reducción de otra. El agente reductor es a la vez la sustancia oxidada ya que al producir la reducción de otra sustancia cede electrones.

El número de oxidación de un átomo está determinado por el número de electrones que gana o pierde durante una reacción química.

Para determinar el número de oxidación existen las siguientes normas:

ü  El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre es cero.

ü  El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros, en los cuales su número de oxidación es -1.

ü  El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxidos en los cuales posee número de oxidación de  -1.

ü  Los elementos metálicos poseen siempre números de oxidación positivos porque ceden electrones

ü  Los elementos del grupo IA de la tabla periódica poseen sólo un número de oxidación +1, en todos sus compuestos.

ü  Todos los elementos del grupo IIA de la tabla periódica tienen número de oxidación  de +2.

ü  En general el número de oxidación de un elemento es ­ menor o igual al número  par o impar al número del grupo.

ü  En un compuesto neutro, la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos presentes es cero.

¿CÓMO BALANCEAR ECUACIONES  POR EL MÉTODO DE OXIDO-REDUCCIÓN?

PASOS:

ü  Escribir la ecuación completa.

ü  Determinar los números de oxidación de cada uno de los elementos en la ecuación.

ü  Identificar los elementos  que han cambiado su número de oxidación.

ü  Determinar la sustancia que se oxida o la que pierde electrones. Es decir que en la sustancia oxidada se presenta un aumento en el número de oxidación.

ü  Determinar la sustancia que se reduce o la que gana electrones. El  número de oxidación de la sustancia reducida disminuye.

ü  Determinar el cambio de electrones en cada átomo a partir de las variaciones en los números de oxidación.

ü  Como el número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones perdidos, se multiplica por los factores adecuados.

ü  Asignar los factores de este resultado como coeficientes en las moléculas respectivas de la ecuación inicial.

ü  Terminar de balancear la ecuación por tanteo.

EJEMPLO RESUELTO:

Balancear la siguiente ecuación:  HNO₃  + H₂S   ---------->  NO + S + H₂O

1.    Escribir la ecuación completa

  HNO₃  + H₂S   ---------->    NO + S + H₂O

2.    Asignar los números de oxidación a cada átomo:

H⁺¹N⁺⁵O₃^-2  + H₂⁺¹S^-2    ---------->   N⁺²O^-2  + S⁰  + H₂⁺¹O^-2

3.    Analizar los cambios en el número de oxidación para cada átomo. Se escribe a la izquierda su número de oxidación como reactivo y a la derecha su número de oxidación como producto.

Hidrógeno: H⁺¹                ---------->  H⁺¹                    Oxígeno: O^-2     ---------->        O^-2

Nitrógeno: N⁺⁵                 ---------->  N⁺²                  Azufre: S^-2           ---------->       S⁰

4.    Identificar los átomos cuyos números de oxidación cambian:

Nitrógeno: N⁺⁵           ---------->       N⁺²

Azufre : S^-2                 ---------->     S⁰

5.    Determinar el cambio de electrones en cada átomo a partir de las variaciones en los números de oxidación.

El nitrógeno pasó de +5 a +2 entonces ganó 3 electrones.

El azufre paso de -2 a 0 entonces perdió 2 electrones.

Es decir: N⁺⁵   + 3e^-         ---------->        N⁺²  sustancia reducida. Agente oxidante

            S^-2  -   2e^-              ---------->    S⁰  sustancia oxidada. Agente reductor

6.    Como el número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones perdidos, se multiplica por los factores adecuados, la primera  ecuación multiplicamos por 2 y la segunda por 3 así:

(N⁺⁵      + 3e^-        ---------->           N⁺²)2

(S^-2  -   2e^-            ---------->      S⁰)3

Esto es: 2N⁺⁵ + 6e^-        ---------->          2N⁺²

              3S^-2  -  6e^-         ---------->       3S⁰

__________________________________

            2N⁺⁵  + 3S^-2         ---------->        2N⁺² + 3S⁰

A  las anteriores ecuaciones se les llama semirreacciones.

7.    Asignar los factores de este resultado como coeficientes en las moléculas respectivas de la ecuación inicial: 2HNO₃ + 3H₂S              ---------->

    2NO + 3S  + H₂O

8.    Terminar de balancear la ecuación por tanteo:

2HNO₃  + 3H₂S          ---------->      2NO  + 3S  + 4H₂O

Para demostrar que la  ecuación ya está balanceada se cuentan los átomos de cada elemento en los reactantes y en los productos.

EJERCICIOS DE APLICACIÓN PARA EL EQUIPO DE TRABAJO:

Balancear por el método de oxido – reducción las siguientes  ecuaciones químicas, indicando cuál es la sustancia oxidada y sustancia reducida, y el agente oxidante y el agente reductor.

PbO₂  + HCl         ---------->    PbCl₂ + Cl₂  + H₂O

MnO₂  +  HCl          ---------->  MnCl₂  + Cl₂   + H₂O

KClO₃ + KI + H₂O        ---------->  KCl + I₂  + KOH

Cu  +  HNO₃  +  H₂O        ----------> Cu(NO₃)₂ + NO +  H₂O

MnO₂  +  KClO₃  +  KOH     ---------->  K₂MnO₄  +  KCl  +  H₂O

C₂H₂O₄  +  KMnO₄    ---------->  CO₂  +  K₂O  +  MnO  +  H₂O

HBr  +  H₂SO₄       ---------->  SO₂  + Br₂  +  H₂O

HNO₃  +  HI          ---------->  NO  +  I₂  +  H₂O

KI  +  H₂SO₄        ---------->  K₂S  +  H₂O  + I₂

Na₂TeO₃  +  NaI  +  HCl       ---------->   NaCl  +  Te  +  H₂O  +  I₂

Mn(NO₃)₂   +  NaBiO₃  +  HNO₃     ---------->   HMnO₄  + Bi(NO₃)₂  +  NaNO₃  + H₂O

HClO₂   +  HCl            ---------->    H₂O  +  Cl₂

CrCl₃  +  KOH  +  KClO₃       ---------->  KCl  + K₂CrO₄  + H₂O

PbO  +  NH₃               ---------->  Pb  +  N₂  +  H₂O

KMnO₄  +  FeSO₄  +  H₂SO₄         ---------->  MnSO₄  +  Fe(SO₄)₃   +  K₂SO₄  +  H₂O

MnO₂    +  Al              ---------->  Al₂O₃  +  Mn    

NH₃  +  N₂O         ---------->  N₂ + H₂O