Las reacciones de oxidorreducción

9 oxidación- reducción

9.1 número de oxidación

Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.

 Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se distribuyen en forma equitativa entre ellos.

 Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le asignan al más electronegativo.

Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de oxidación. Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo atómico y lleva el signo escrito.

Por ejemplo: Vamos a determinar el número de oxidación del Cl en Cl2 y en HCl.

Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente tendrán igual valor de electronegatividad. Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismos que tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de oxidación sea 0.

9.2 oxidación-reducción

Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.

Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:

 El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

 El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.

Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares llamadas semirreacciones o reacciones parciales.

Semireacción de reducción: 2e- + Cu2+ → Cu0

Semirreacción de oxidación: Fe0 → Fe2+ + 2e-

O más comúnmente, también llamada ecuación general:

Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0

9.3 balance de ecuaciones de oxidación- reducción

Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que una pérdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor electricidad, etc.) En una reacción si un elemento se oxida, también debe de existir un elemento que se reduce.

OXIDACIÓN: es cuando un elemento pierde electrones originando que aumente su estado de oxidación.

REDUCCIÓN: es cuando un elemento gana electrones, originando que disminuya su número de oxidación.

Procedimiento para balancear ecuaciones de oxidación- reducción

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.

2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.

3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce).

4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.

5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.

6.- Cruzar los resultados

7..- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.

8.-Completar el balanceo por tanteo.

9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.

10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión. (En este caso no son divisibles y quedan de la siguiente manera:)

9.4 balanceo de ecuaciones redox iónicas

Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen.

Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.

Por ejemplo: Cu 0 + H1+N5+ O32- → Cu2+(N5+O32- )2 + H21+ O2- + N2+O2-

Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones de intercambio.

Cu 0 → Cu2+ + 2e- semirreacción de oxidación

N5+ + 3e- → N2+ semirreacción de reducción

Paso

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