Agente Oxidante Y Reductor 1i701f

AGENTE OXIDANTE Y REDUCTOR. CONCEPTOS AGENTE OXIDANTE Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental con calcio: Ca0 + Cl2 (0)-----> CaCl2 El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número de oxidación pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como: 2e-+Cl2 (0) ---> 2Cl1En resumen: Agente oxidante: Gana electrones y Disminuye su número de oxidación

AGENTE REDUCTOR Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental con calcio: Ca(0) + Cl2(0) -->CaCl2 El calcio es el agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o número de oxidación pasa de 0 a 2+. Esto se puede escribir como: Ca0 -->Ca2+ + 2e-

En resumen: Agente reductor = Pierde electrones y Aumenta su número de oxidacion Quizás también le interese:

Celdas galvanicas y electroliticas Las celdas electroquímicas pueden ser de dos tipos: galvánicas o electrolíticas. Las celdas galvánicas (también llamadas voltaicas) almacenan energía eléctrica. En éstas, las reacciones en los electrodos ocurren espontáneamente y producen un flujo de electrones desde el cátodo al ánodo (a través de un circuito externo conductor). Dicho flujo de electrones genera un potencial eléctrico que puede ser medido experimentalmente. Un ejemplo de celda galvánica puede verse en la figura de abajo. Un electrodo de cobre esta sumergido en un recipiente que contiene sulfato de cobre II y otro electro (de Zinc) esta sumergido en otro recipiente en una solución de sulfato de zinc. En cada electrodo ocurre una de las semi-reacciones: oxidación o reducción. Ambos recipientes se

comunican con un puente salido que permite mantener un flujo de iones de un recipiente a otro. La conexión a un voltímetro evidencia la generación de un potencial eléctrico.

Las celdas electrolíticas por el contrario no son espontáneas y debe suministrarse energía para que funcionen. (fíjese en la otra figura). Al suministrar energía se fuerza una corriente eléctrica a pasar por la celda y se fuerza a que la reacción redox ocurra.

Leyes de Faraday para la electrolisis Faraday en el siglo XIX, estudió experimentalmente la electrolisis llegando a la conclusión de que la cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en cada electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la disolución electrolítica Esta conclusión se formula en dos leyes que se conocen como leyes de Faraday. 1ª Ley de Faraday La masa de sustancia que se deposita o se libera en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de corriente eléctrica que circula por el electrolito. 2ª Ley de Faraday

Para una misma cantidad de electricidad, la masa depositada o liberada es proporcional a su masa atómica y al número de electrones intercambiados en cada semirreacción.

m = Masa de sustancia depositada o liberada (g) M = Masa atómica Q = Carga que circula por la cuba (C) nº e- = Número de electrones intercambiados 96500 = Constante de Faraday, carga transportada por un mol de electrones (F) C/mol

Balanceo oxido-reducción Este método se basa en analizar por separado dos reacciones que son las reacciones de oxidación y las reacciones de reducción, las cuales se balancean y una vez estén balanceadas se suman con el fin de obtener la ecuación final balanceada, para lograr balancear por este método se deben seguir los siguientes pasos: 1.

Escriba la ecuación a balancear

2.

Escriba los estados de oxidación de todos los elementos que tiene la reacción.

3.

Escriba los elementos que cambian de estado de oxidación mostrando su estado de oxidación antes y después de la reacción.

4.

Se determina el elemento que gana electrones en la reacción y luego se escribe una reacción química con el elemento en cuestión, esta seria la semireacción de reducción.

5.

Se determina el elemento que pierde electrones en la reacción y luego se escribe una reacción química con el elemento en cuestión, esta seria la semireacción de oxidación.

6.

Balancee la semireacción de reducción.

7.

Balancee la semireacción de oxidación.

8.

Balancee las cargas en las semireacciones de oxidación y reducción.

9.

Todas las especies químicas que hay en la semireacción de reducción deben multiplicarse por el número de electrones que hay en la semireacción de oxidación y viceversa es decir todas las especies químicas que hay en la semireacción de oxidación deben multiplicarse por el número de electrones que hay en la semireacción de reducción.

10. Sume las dos semireacciones. 11. Si en ambos lados de la ecuación se encuentran especies químicas iguales se anulan la misma cantidad de esta especie a lado y lado de la ecuación hasta que en alguno de los lados no haya más de esta especie química en cuestión que cancel. 12. Simplifique la ecuación química lo mas posible. 13. Verificar si la ecuación química quedo balanceada tanto en cargas como en masa.

14. Se trasladan los coeficientes a la ecuación original. 15. Verificar el balanceo y en caso encontrarse diferencias se realiza un pequeño tanteo. EJEMPLO: Balancear por el método de oxido-reducción la siguiente ecuación siguiendo el método anterior: Cr2(SO4)3 + KOH +KClO3 → K2CrO4 + H2O+KCl + K2SO4 1.

Cr2(SO4)3 + KOH +KClO3 → K2CrO4 + H2O + KCl + K2SO4

2.

Cr2+3(S+6O4-2)3 + K+1O-2H+1 + K+1Cl+5O3-2 →K2+1Cr+6O4-2 + H2+1O-2 + K+1Cl-1 + K2+1S+6O4-2

3.

Cr+3 → Cr+6 Cl+5 → Cl-

4.

Cl+5 → Cl- Reacción de reducción

5.

2Cr+3 → Cr+6 Reacción de oxidación

6.

Cl+5 → Cl- Esta semireacción tiene balanceado el cloro así que no se hace nada

7.

2Cr+3 → Cr+6 Se balancea esta semireacción de la siguiente manera

.

2Cr+3→

2Cr+6 8.

Cl+5 + 6e-→Cl- Balanceadas las cargas de la semireacción de reducción.

.

2Cr+3→2 Cr+6 +

6e- Balanceadas las cargas de la semireacción de oxidación 9.

6Cl+5 + 36 e- → 6 Cl- Cr+3 → 12 Cr+6 + 36 e-

10. 6Cl+5 + 36e-+ 12Cr+3 → 6Cl- + 12Cr+6 + 36 e11. 6 Cl+5 + 12 Cr+3→ 6 Cl- + 12 Cr+6 12. Cl+5 + 2 Cr+3→ Cl- + 2 Cr+6 13. Cl+5 + 2 Cr+3→ Cl- + 2 Cr+6 Esta balanceada en cargas y en masa. 14. Cr2(SO4)3 + KOH +KClO3 → 2 K2CrO4 + H2O +KCl + K2SO4 15. Cr2(SO4)3 + KOH + KClO3 → 2 K2CrO4 + H2O +KCl + K2SO4 16. Esta ecuación no se encuentra balanceada totalmente así que se realiza un balanceo por tanteo para terminar obteniéndose la siguiente ecuación plenamente balanceada.

Cr2(SO4)3 +

10KOH +KClO3 → 2 K2CrO4 + 5H2O +KCl + 3K2SO4

Óxido-Reducción. Método del ión-electrón. En el semestre anterior de química, usted balanceó ecuaciones químicas sencillas por simple inspección o tanteo. Muchas ecuaciones son demasiado complejas para que este procedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico; sin embargo, la gran mayoría de las reacciones de interés en este semestre (electroquímica, equilibrio iónico) son reacciones deóxido-reducción que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y en estos casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. Este último capítulo esta dedicado a los métodos comúnmente usados para el balanceo de estasecuaciones, a saber el método de la media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación. Antes de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones de la media REDOX daremos unas definiciones importantes. Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierdeneReducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan eAgente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación. Ejemplo: NO3- + 2H+ + e- NO2 + H2O (Reducción) N+5 + e- N+4 (Reducción) Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción. Ejemplo: C + 2H2O C2O + 4H+ + 4e- (Oxidación)

o C C+4 + 4e- (Oxidación) En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor (reacciones de dismutación) MÉTODO DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓN Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y sales (electrolitos) estudiados en el Equilibrio Iónico. Recapitulando tenemos los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo. Ejemplo: HNO3 se disocia en H+NO3H2SO4 se disocia en H2+ SO4 -2 H3PO4 se disocia en H3+PO4-3 las sales se disocian en el catión positivo y el OHEjemplo: NaOH se disocia en Na+OHMg(OH)2 se disocia en Mg+2(OH)2Al(OH)3 se disocia en Al+3 (OH)3Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo. Ejemplo: Ag Cl se disocia en Ag+ClAgNO3 se disocia en Ag+NO3Cu(NO3)2 se disocia en Cu+2 (NO3)2Al2(SO4)3 se disocia en Al2+3 (SO4)3-2 El método del ión-electrón es, en general, un poco más largo (pero no más difícil) que el del número de oxidación; sin embargo, por ser más sistemático, es menos probable que conduzca a error. Además este método es más práctico cuando se trate de balancear ecuaciones iónicas, que el método del número de oxidación y se evita estar determinando los números de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida y cuál se reduce, ya que aquí se oxida el que pierda e-, es decir, la ecuación donde aparezcan los e- , hacia la derecha; y se reduce el que gane e- , es decir la ecuación donde aparezcan los e-, hacia la izquierda. PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN 1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales). Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo: I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular)

Se pasa a forma iónica; ooo I2 + H+NO3- H+lO3- + NO + H2O (Iónica) 2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor. o I2 lO3o NO3- NO 3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O : o I2 2lO3o NO3- NO 4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos: o I2 + 6H2O 2lO3o NO3- NO + 2 H2O 5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno. o I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ o NO3- + 4H+ NO + 2H2O 6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+) o o -2 +12 = +10 - 10 = 0 I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10 e- (oxidación) -1 +4 = +3 - 3 = 0 o o NO3- + 4H+ + 3e- NO + 2H2O (reducción) Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos). Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e- se debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH- como H+ haya.

Combinar los H+ y OH- para formar H2O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos ”. Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-, es decir, no está en medio básico (está en medio ácido, HNO3). 7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto. o 3 x (I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + lOe-) oo 10 x (NO3- + 4H+ + 3e- NO + 2H2O) 3 I2 + 18 H2O 6 IO3- + 36H+ + 30 e10NO3- + 40 H+ + 30 e - 10 NO + 20 H2O 8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada. 3 I2 + 18 H2O 6 IO3- + 36H+ + 30 e 42 10 NO3- + 40 H+ + 30 e- 10 NO + 20 H2O ooo 3I2 + 10NO3- + 4H+ 6IO3- + 10NO + 2H2O __ Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema. __ Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan elbalanceo de la ecuación. Ejemplo: 3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O Problemas Resueltos: 4.1 Balancee por el método del ión-electrón las siguientes reacciones: a) Zn + NO3- + H+ Zn+2 + NH4+ + H2O b) Fe+2 + NO3- Fe+3 + NO (solución ácida) c) MnO4- + I- + H2O MnO2 + I2 + OHd) CIO3- + I- CI- + I2 (solución básica) Soluciones:

 La ecuación está en forma iónica y está en medio ácido por contener iones hidrógenos H+. Escribimos las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y reductor, y le aplicamos todos los pasos: o

4 x (Zn Zn+2 + 2e- ) Ag. Reductor 1 x ( NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3 H2O) Ag. Oxidante 4 Zn 4Zn+2 + 8eNO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3 H2O 4Zn + NO3- + 10 H+ 4Zn+2 + NH+4 + 3 H2O Otra forma de resolverlo: Zn Zn+2 NO3- NH4+ Zn Zn+2 NO3- NH4+ + 3 H2O Zn Zn+2 NO3- + 10 H+ NH4+ + 3 H2O 4 x (Zn Zn+2 + 2 e-) NO3- + 10 H+ + 8e- NH4+ + 3 H2O 4 Zn 4Zn+2 + 8eNO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3H2O 4 Zn + NO3- + 10 H+ + 8e- 4Zn+2 + NH4- + 3 H2O b) La ecuación está en solución ácida no tiene los iones de H+ pero al balancearla le colocaremos los iones de H+ y H2O. 3 x ( Fe+2 Fe+3 + 1 e- ) (Ag. Reductor) NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O (Ag. Oxidante) 3Fe+2 3Fe+3 + 3 eNO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O 3Fe+2 + NO3- + 4 H+ 3Fe+3 + NO + 2 H2O Otra forma: Fe+2 Fe+3 3Fe-3 NO Fe+2 Fe+3 NO3- NO + 2 H2O Fe+2 Fe+3 NO3- 4 H+ + NO + 2 H2O Fe+2 Fe+3 + e- NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O 3 Fe+2 3 Fe+3 + 3 eNO3- + 4 H+ + 3e NO + 2 H2O 3 Fe+2 + NO3- + 4 H+ 3 Fe+2 + NO + 2 H2O c) La ecuación está en medio alcalino por presencia de OH-. Se realizan los pasos comunes hasta el 6 y luego se agrega a cada miembro tantoOH- como H+ haya, luego se eliminan los H+ formando agua y se eliminan los O2O duplicados en ambos . MnO4- + 4 H+ + 3 e- MnO2 + 2 H2O Ag. Oxidante 2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor

Ahora agrego al agente oxidante a la izquierda y a la derecha 4 OH-, combino los 4 OHcon 4 H+ y formo 4 H2O y elimino 4 H2O a la izquierda con 2 H2O a la derecha y nos quedan 2 H2O a la izquierda. MnO4- + 4 H+ + 4 OH- + 3 e- MnO2 + 2 H2O + 4 OH2 4 H2O o 2 I- I2 + 2 e2 x (MnO4- + 2 H2O + 3 e- MnO2 + 4 OH-) 3 x (2 I- I2 + 2 e-) 2 MnO4- + 4 H2O + 6 e- 2 MnO2 + 8 OH6 I- 3 I2 + 6 e2 MnO4- + 6 I- + 4 H2O 2 MnO2 + 3 I2 + 8 OHd) La ecuación está en solución básica, no aparecen los iones OH-, pero éstos los colocaremos junto con el agua al balancear la ecuación. ClO3- + 6 H+ + 6 e- Cl- + 3 H2O Ag. Oxidante 2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor ClO3- + 6 H+ + 6 OH- + 3 e- Cl- + 3 H2O + 6 OH3 6 H2O 2 I- I2 + 2 e1 x (ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH-) 3 x (2 I- I2 + 2 e-) ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH6 I- 3I2 + 6 eClO3- + 6 I- + 3 H2O Cl- + 6 I2 + 6 OH4.2 Balancee por medio de la media reacción e indique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. a) Bi2O3 + KOH + KClO KBiO3 + KCl + H2O b) Cl2 + KOH KClO3 + KCl + H2O c) C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O Soluciones: Estas ecuaciones están en forma molecular, debemos pasarla a forma iónica. a) o o Bi2O3 + K+OH- + K+ClO K+BiO3- + K+Cl - + H2O

Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor. Bi2O3 + 3 H2O 2 BiO3- + 6H+ + 4 e- Ag. Reductor. ClO- + 2H+ + 2 e- Cl- + H2O Ag. Oxidante. Como está en medio alcalino por contener iones OH- (KOH), se deben eliminar los H+ agregando en ambos de cada semi-reacción tantos OH- como H+ haya, luego combinar los H+ para formar H2O y eliminar el H2O duplicando en ambos . 1 x (Bi2O3 + 3 H2O + 6 OH- 2 BiO3- + 6H+ + 6 OH- + 4 e-e) 3 6 H2O 2 x (ClO- + 2H+ + 2 OH- + 2 e- Cl- + H2O + 2 OH-) 2 H2O 2 Bi2O3 + 6 OH- 2 BiO3- + 6H+ + 3 H2O + 4 e-e 2 ClO- + 2 H2O + 4 e-e 2 Cl- + 4 OHBi2O3 + 2 OH- + 2 ClO- 2 BiO3- + 2 Cl- + H2O y trasladamos los coeficientes a la ecuación molecular: Bi2O3 + 2 KOH + 2KClO 2 KBiO3 + H2O b) Esta reacción es en solución básica por la presencia de KOH. Esta es una reacción de dismutación. oo Cl2 + K+ OH- K+ ClO3- + K+ Cl- + H2O Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor oo Cl2 + 6 H2O 2 ClO3- + 12 H+ + 10 eo Cl2 + 2 e- 2 Clo 1 x ( Cl2 + 6 H2O + 12 OH- 2 ClO3- + 12 H+ + 12 OH- + 10 e- ) 6 12 H2O o 5 x (Cl2 + 2 e- 2 Cl-) o Cl2 + 12 OH- 2 ClO3- + 6 H2O + 10 e-)

o 5 Cl2 + 10 e- 10 Clo 6 Cl2 + 12 OH- 2 ClO3- + 6 H2O + 10 ClSimplificando tenemos: o 3 Cl2 + 6 OH- ClO3- + 3 H2O + 5 Cly trasladamos estos coeficientes a la ecuación molecular: c) o o o o C + H+NO3- CO2 + NO2 + H2O Esta reacción esta en solución ácida por la presencia de HNO3 Ácida trioxonítrico (v) o Trioxonitrato (v) de hidrógeno, tradicionalmente llamado ácido nítrico. Se escriben las reacciones iónicas parciales de los agentes: oxidante y reductor. o 1 x (C + 6H2O CO2 + 4 H+ + 4 e-) Ag. Reductor. o 4 x (NO3- + 2 H+ + e- NO2 + H2O) Ag. Oxidante. o C + 2 H2O CO2 + 4 H+ + 4 e42 4 NO3- + 8 H+ + 4 e- 4 NO2 + 4 H2O) C + 4 NO3- + 4 H+ CO2 + 4 NO2 + 2 H2O y se trasladan los coeficientes a la ecuación molecular: C + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2H2O Otra forma de resolverlo: C CO2 HNO3 NO2 C + 2 H2O CO2 HNO3 + H+ NO2 + H2O C + 2 H2O + 4 e- CO2 + 4 H+ HNO3 + H+ NO2 + H2O + eC + 2 H2O + 4 e- CO2 + 4 H+ 2 4HNO3 + 4 H+ 4 NO2 + 4 H2O + 4 eC + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2 H2O