ÓXIDO REDUCCIÓN

INTRODUCCIONEn los llamados enlaces covalentes puros, como los formados en moléculas homonucleares

(por ejemplo: H2, O2, etc), ningún átomo ejerce mayor atracción que otro sobre los electrones compartidos que forman el enlace. En cambio, en los covalentes polares, que se forman en moléculas con átomos diferentes (por ejemplo en cloruro de hidrógeno), el átomo más electronegativo ejerce mayor atracción por los electrones de unión que el otro. Es así que se puede hablar de una densidad electrónica negativa sobre el átomo más electronegativo y una densidad electrónica positiva sobre el átomo menos electronegativo, es decir, existe polaridad de enlace.

Si la diferencia de electronegatividad es lo suficientemente grande entonces se forma un enlace iónico, en el cual los electrones se transfieren por completo de un átomo a otro. Por ejemplo, la reacción entre el sodio y el cloro para formar cloruro de sodio consiste en transferir un electrón del sodio al cloro. Podemos imaginar la reacción total que resulta, utilizando dos procesos separados:I)

II)

Cada uno de los procesos I y II se denomina hemireacción. Un proceso tal como el de la hemireacción I, en el cual existe pérdida de electrones, se denomina OXIDACION. Un proceso en el cual se ganan electrones, como el de la hemireacción II, se denomina REDUCCION. De una sustancia que pierde electrones se dice que se oxida, de una sustancia que gana electrones se dice que se reduce.

Si consideramos ahora un enlace covalente polar, como el que se establece entre el cloro y el hidrógeno en el cloruro de hidrógeno, debido a que el cloro es el más electronegativo, el electrón se encuentra desplazado hacia el mismo:

Es así que parece razonable “asignar” el par de electrones compartidos al átomo de cloro, quedando éste con un electrón de valencia más que el átomo de cloro neutro, con lo cual estamos “asignando” al cloro una carga -1, y como el hidrógeno se despoja de un electrón se le puede “asignar” la carga +1.

Las cargas que se asignan así, se denominan números de oxidación. El número de oxidación de un átomo puede variar de un compuesto a otro.

Aún cuando es posible determinar el número de oxidación utilizando las estructuras de Lewis, es más fácil determinarlo utilizando las siguientes reglas:

1. El número de oxidación de un elemento en estado libre -es decir, que no forma parte de un compuesto como: Na, O2, H2, Cl2, etc., es cero.2. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un compuesto es cero.3. El número de oxidación de un ión monoatómico como: Na+ , Cl- , S= , Fe+3 , etc., es igual a su carga.4. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ión poliatómico como: SO4

=

, NO3- , NH4

+ ,etc., es igual a la carga del ión.

5. El hidrógeno combinado, generalmente posee número de oxidación +1, excepto en los hidruros -compuestos que forma con metales de los grupos IA y IIA- en los que le corresponde el estado -1.6. El oxígeno por lo general posee número de oxidación -2, excepto en los peróxidos, como el agua oxigenada, H2O2 en que posee -1.

Las reacciones en las que cambian los números de oxidación de los átomos se conocen con el nombre de reacciones de oxidación- reducción ( o redox)

Se dice que los átomos que aumentan su número de oxidación (pierden electrones) se oxidan. Y se dice que los átomos que disminuyen su número de oxidación (ganan electrones) se reducen.

Es evidente que un proceso de reducción implica simultáneamente un proceso equivalente de oxidación y que el número de electrones ganados por un átomo, debe ser igual al número de electrones cedido por otro átomo en el mismo proceso total.

Por ejemplo: la reacción de una sal de plata, en la cual ésta se halla como ión monovalente (Ag+), con cinc metálico (Zno), producen la reducción de la plata y la oxidación del cinc. Si escribimos las hemireacciones:

Zno — Zn +2 + 2 e - (oxidación)2( Ag+ + e- — Ago ) (reducción)

————————————————————Zno + 2Ag+ — Zn+2 + 2Ago

Es evidente que la reacción de reducción en este caso debe producirse dos veces por cada vez que ocurre la oxidación, para que el número de electrones ganados y cedidos en el proceso total sea el mismo. Como se observará, ha sido muy fácil equilibrar la reacción anterior porque se trata de un caso muy simple.

La formulación de las reacciones de oxido-reducción puede hacerse en distinta forma. Un método práctico e ilustrativo es el método del ión- electrón en el cual la reacción total se desdobla en las dos hemireacciones correspondientes de oxidación y de reducción, luego se obtiene la ecuación total mediante la suma algebraica de las hemireacciones.

Para formular una reacción de óxido-reducción por el método del ión-electrón se procede de la siguiente manera:

1. Establecer cuales son los reactivos y cuales son los productos de la reacción.2. Indicar cuál de los reactivos actúa con carácter oxidante y cuál con carácter reductor.3. Plantear ambas hemireacciones escribiendo las especies involucradas, bajo la forma que exista

en mayor proporción en solución acuosa.4. Efectuar el balance atómico de ambas hemireacciones siguiendo las reglas: a) para el medio

ácido (H+ /H2O) b) para el medio alcalino (OH- /H2O).5. Efectuar el balance eléctrico de ambas hemireacciones.6. Multiplicar ambas hemireacciones por números mínimos tales que el número de electrones

captados en la reducción sea igual al número de electrones cedidos en la oxidación.7. Sumar algebraicamente ambas hemireacciones para obtener la ecuación iónica total.

Para completar este tema es importante definir los términos agente oxidante y agente reductor.Agente oxidante: es aquella sustancia que hace que se oxiden otras sustancias sustrayéndoles electrones. El agente oxidante se reduce, ya que contiene al elemento cuyo número de oxidación disminuye.

Agente reductor: es aquella sustancia que hace que se reduzcan otras sustancias proveyéndoles electrones. El agente reductor se oxida, ya que contiene al elemento cuyo número de oxidación aumenta.

Reacciones Redox para el H2O2

Como agente oxidanteEn medio ácido

En medio alcalinoComo agente reductorEn medio ácido

En medio alcalino

Balancear las siguientes reacciones utilizando el método del ión-electrón, e indicar en cada una de ellas el agente oxidante, el agente reductor, la hemirreacción de oxidación y la de reducción:

a- Al + HCl — AlCl3 + 3 H2

b- IK + Cl2 — KCl + I2

c- KMnO4 + HCl — MnCl2 + Cl2 + H2O + KCld- KMnO4 + NaNO2 + H2O — MnO2 + NaNO3+ KOHe- CuS + HNO3 — CuSO4+ NO2 + H2Of- Cl2 + KOH (frío) — KClO + KCl + H2Og- Cl2+ KOH (caliente) — KClO3 + KCl + H2Oh- S + HNO3 — H2SO4 + NO2 + H2Oi- I2 + Na2S2O3— NaI + Na2S4O6

j- Cu + HNO3 (dil.) — Cu(NO3)2+ NO + H2Ok- Cu + HNO3 (conc.) — Cu(NO3)2 + NO2 + H2Ol- SnCl2 + K2Cr2O7 + HCl — SnCl4 + KCl + CrCl3 + H2Om- H2S + SO2 — S + H2On- P + HNO3 + H2O — H3PO4 + NOo- KMnO4 + H2O2 + H 2SO4 — K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2Op- PbS + H2O2 — PbSO4 + H2Oq- CrCl3 + H2O2 + NaOH — Na2CrO4 + NaCl + H2Or- SO2 + I2 + H2O — H2SO4 + HI

Problemas combinados redox con estequimetria y soluciones1- a) Cuántos gramos de KMnO4 deben disolverse para obtener 200 ml de solución 0,2 M; b) Calcular el volumen de la solución preparada en a) que se requiere para oxidar en medio ácido a:i- 0,34 g H2O2 (productos O2 y Mn+2)ii- 35 ml de solución 0,2 M de NaCl (productos Cl2 y Mn+2)iii- 5 ml de HCl concentrado, = 1,18 g/ml y 36 % de riqueza P/P (reacción c del punto anterior)

2- Dada la siguiente reacción:K2Cr2O7 + H2SO4 + H2O2 — Cr2(SO4)3 + K2SO4 + O2 + H2O

a) Balancear por ion electrón e indicar agente oxidante y agente reductor.b) ¿Cuántos gramos de dicromato de potasio deben reaccionar para obtener 50 g de sulfato de cromo (III)?c) ¿Qué volumen de oxígeno medido a 25 0C y 0.95 atm se obtendrá al reaccionar 0,5 moles de H2O2?

3- En un recipiente se mezclan 5 gr de Cu de 95 % p/p de pureza con 30 ml de HNO 3 = 1,40 g/ml y 20 % P/P.

a) Plantear la ecuación molecular balanceada (reacción j del punto anterior)b) ¿Cuáles son los agentes oxidante y reductor?c) Calcular el volumen producido de NO a 30 0C 1.2 atm.d) Calcular la cantidad de reactivo en defecto que debe agregarse para que reaccione todo el reactivo en exceso (si fuera una solución expresar en volumen).

4- Calcular la M de una solución de Na2S2O3, si 50 ml de la misma reaccionan con 0,9525 g de I2

(reacción i del punto anterior).

5- Se tiene 35 ml de una solución de Na2SO3. Cual será su M molaridad si cuando oxida el yoduro a yodo en medio ácido se obtienen 2.5 gr de azufre.

6- ¿Qué volumen de solución 1,79.10-3 M de NaClO3 debe tomarse para oxidar 36,92 ml de NaHSO3 1,50.10-4 M a la que se han agregado 2,345.10-5 gramos de NaHSO3(s) (productos Cl- y HSO4

-)?

7 a) ¿Qué volumen de solución de H2SO4 de densidad 1,84 g/ml y 96 % p/p de riqueza se requiere para oxidar 5,715 g de Cu?b) ¿Cuántos g de H2SO4 se necesitan?c) ¿Cuántos moles de cobre han reaccionado?d) ¿Cuántos moles de H2SO4 han reaccionado?e) ¿Qué volumen de SO2 obtiene en CNPT?

8- a) ¿Qué volumen de H2S reaccionará en CNPT con 10 ml de HNO3 de =1,39 g/ml y 65 % P/P de riqueza ?b) ¿Cuántos gramos de azufre se obtendrán?; c) que volumen de monóxido de nitrógeno se obtiene a 28 y 760 mmHg.

9- Al calentar 1,47 g de KClO3 (en presencia de un catalizador) se produce una pérdida de masa de 0,115 g. Calcular el porcentaje de KClO3 inicial que se ha descompuesto en KCl y O2.

10- Dada la siguiente reacción:Zn + NaNO3 + NaHO — Na2ZnO2 + NH3 + H2O

Si se parte de 5.8 gramos de Zn, 0.030 moles de NaNO3 y 0.90 moles de NaHO. Calcular: a)

número de moles de base que sobran, b) el número de moles de Na2ZnO2 formados una vez completada la reacción y c) el volumen de NH3 producido (en CNPT y a 28 0C y 0.85 atm).

11- Calcular la M de una solución de K2Cr2O7 cuando en medio ácido:a) 30 ml reaccionan con 45 ml de solución 0,5 M de H2O2 (productos Cr+3 y O2).b) 50 ml reaccionan con 80 ml de solución 10,5 % p/v de FeCl2 (productos Cr+3 y Fe+3).

12- a) ¿Cuál será la M de una solución de KMnO4 si 25 ml de ésta producen 0,5 litros de Cl2 en CNPT, cuando reacciona con NaCl en medio ácido.b) Si 25 ml de solución de K2Cr2O4 reaccionan en medio ácido -con 52 ml de solución 0,2 M de Na2SO3. Calcular la molaridad de la solución de K2Cr2O4 (productos Cr+3 y SO4

=).

13- 50 ml de una solución de H2O2 de concentración desconocida reacciona con 5,1 g de KMnO4, produciéndose (en medio ácido) 1,9 l de oxígeno a 25 oC y 1 atm de presión. Calcular:a) La molaridad del H2O2.b) La pureza del KMnO4.