1

Reacciones de Óxido

Reducción (redox)

Reacciones de Óxido

Reducción (redox)

2

DefinicionesHistóricas

OXID

ACIÓN

�Ganancia de oxígeno

REDUCC

IÓN

Ganancia de oxígeno

�Pérdida de electrones

�Pérdida de hidrógeno

�Pérdida de oxígeno

�Ganancia de electrones

�Ganancia de hidrógeno (en

compuestos orgánicos)

3

1)Transferencia de oxígeno:

2)Transferencia de electrones

Fe

O +

3 C

O2 F

e +

3 C

O2

32

Ejem

plos de Reacciones redox

2)Transferencia de electrones

3) Transferencia de hidrógeno

2 N

aCl

22 N

a +

C

l

CCH

O

RH

H

12

CC

OH

H HR

12

4

Definición Actual

OXID

ACIÓN:

�Un elemento se oxida

cuando en un cambio

REDUCC

IÓN:

cuando en un cambio

químico su número de

oxidación aumenta

REDUCC

IÓN:

�Un elemento se reduce

cuando en un cambio

químico su número de

oxidación disminuye

5

Núm

ero de O

xidación.

Se

puede

considerar

como

lacarga

que

unátom

otendríasi

elátom

omás

electronegativo

átom

otendríasi

elátom

omás

electronegativo

deun

enlace

adquiriera

completam

ente

losdos

electrones

delenlace.

Reglas para Asignar el Número de

Oxidación

•A los átomos en estado elemental se les asigna el número

cero (Fe

0 , Na0, Al0, etc.), así como a las moléculas

diatómicassencillas (H

20,O

20,Cl 20 , etc.)

El hidrógeno tiene número de oxidación +1, excepto los

6

•El hidrógeno tiene número de oxidación +1, excepto los

hidruros (-1).

•El oxígeno tiene número de oxidación de –2 excepto en

los peróxidos.

•Los metales alcalinos (IA) tienen No. oxidación +1

•Los metales alcalinotérreos (IIA) tiene No.

Oxidación +2

7

•Todos los metalestienen número de oxidación

positivos

•La suma algebraica (en un compuesto) de los números

de oxidación de todos los átomos deben es cero.

8

¿Cuál es el número de oxidación

en la fosfina?

PH

3El número de oxidación del H es +1

Hay tres átomos de H

(+1)(3) = +3

El número de oxidación del P = -3

-3 + 3 = 0

9

Ejercicios

H2SO4

NaBiO

3

OsO

4HClO

Na 2SnO

2KM

nO4

ClO4-

NH4NO3

10

H3AsO

3

HCN

H2S

2O3

F 2

11

He

-B 2.0

C 2.5

N 3.0

O 3.4

F 4.0

Ne

-Si

PS

ClAr

H 2.2

Valores de Electronegatividad

Si1.9

P 2.2

S 2.6

Cl 3.2

Ar-

Ge2.0

As2.2

Se2.6

Br 3.0

Kr 3.0

Te2.1

I 2.7

Xe2.6

At2.2

Rn -

12

Los

electrones

son

“propiedad”delátomo

más

electronegativo

Elnúmerode

oxidaciónes

igualal

númerode

Elnúmerode

oxidaciónes

igualal

númerode

electrones

devalenciamenos

elnúmeroqueposeeel

átomomolecularoiónico

13

HCl

HCl . .

. .

....

7-8 = -1

1-0 = +1

HCN

1-0 = +1

1-0 = +1 4-2 = +2

5-8 = +-3

HC..

N.. .. ....

H2S

2O3

14

El cambio en los números de

oxidación:Ec

uaciones redox

2 Mg + O2

2MgO

Para el Magnesio

Mg M

gO

El Magnesio se oxidó

El Oxígeno se redujo

Para el Magnesio

Mg M

gO-2 -1 0 +1 +2

Para el oxígeno

MgO

O

2

15

Agente Oxidante y Agente

Reductor

++

Gana

electrones

Pierde

electrones

++

Agente

oxidante

Agente

reductor

Agente

oxidante

reducido

Agente

reductor

oxidado

A esta combinación se le conoce como reacción

redox

16

Ecuaciones redox

HNO3+ SnO

NO + SnO

2+ H2O

N5+

N2+

Se reduce

Sn2

+ Sn4

+Se oxida

HNO3

Agente oxidante

SnO

Agente reductor

17

Cu + 2AgN

O3

2Ag + Cu(NO3)2

Ag1

+

Ag0

Cu0

Cu2+

Se reduce

Se oxida

CuCu

Se oxida

Agente reductor

Agente oxidante

18

Cl2+ HBr Br

2+ 2H

Cl

Cl0

Cl1-

Br1-

Br0

Se reduce

Se oxida

Agente reductor

Agente oxidante

19

Balanceo de Ecuaciones de

Oxido Reducción

(RED

OX)

20

HNO3+ H2S S + N

O + H

2O

S2-

S0

N5+

N2+

-3 e

-

+2 e

-

3(S

2-S0 )

2 (N

5+N

2+)

2HNO3+ 3H

2S 3S + 2NO + 4H2O

21

Cu + HNO3

Cu(NO3)2+ NO + H

2O

3 Cu + 2 HNO3

3 Cu(NO3)2+ 2 NO + H

2O

3 Cu + 8 HNO3

3 Cu(NO3)2+ 2 NO + 4 H

2O

22

ELEC

TRO

QUÍM

ICA

Sesubdivideendosclases:

1)Estudialasreacciones

químicas

queproducen

unacorrientedeelectricidad(batería).

2)Estudia

las

reacciones

químicas

que

son

2)Estudia

las

reacciones

químicas

que

son

producidas

por

una

corriente

eléctrica

(electrólisis).

Las reacciones electroquímicas son reacciones de

oxidorreducción.

23

¿Cuándo una Reacción Q

uímica es

espontánea?

Cu + 2AgN

O3

2Ag + Cu(NO3)2

Zn + CuSO4

ZnSO4+ Cu

�Elpotencialde

unelectrodode

hidrógenoen

condicionesestándarseasignóarbitrariamente

como0para

poderdarvaloresabsolutosa

otrasreacciones.

�Elpotencialde

unelectrodode

hidrógenoen

condicionesestándarseasignóarbitrariamente

como0para

poderdarvaloresabsolutosa

otrasreacciones.

24

Fundam

entos de electroquímica

otrasreacciones.

otrasreacciones.

2H+ (ac) + 2e

-H2(g)

E°= 0.00 V

25

�Si

seconstruye

una

celda

con

unelectrodo

dehidrógeno

yun

metal

inmerso

enla

solución

desu

ion,

sepuedemedirel

potencialde

(M0/Mm+).

�Si

elmetal

pierde

electrones

más

rápidamente

que

elhidrógenose

carga

negativamente

yviceversa.

26

Cu + 2AgN

O3

2Ag + Cu(NO3)2

Cu2+(ac) + 2e-

Cu(s)E°

= +0.34 V

Ag+(ac) + e

-Ag(s)

Cu2+(ac) + 2e-

Cu(s)E°

= +0.34 V

E°= 0.80 V

27

2Ag+(ac) + 2e-

2 Ag(s)

Cu(s) Cu2

+ (ac) + 2e

-E°

= -0.34 V

E°= 0.80 V

Cu(s) + 2A

g+(ac) 2A

g(s) + Cu 2

+(ac)E°= + 0.46 V

28

E = E0–

lnE = E0–

lnΠreactivos

Πreactivos

ΠΠproductos

ΠΠproductos

nFnFnFnFRTRTRTRT

Ecuación de Nerst

Donde

Reslaconstantede

losgases(8.31J·mol-1·K-1),

Tes

latemperatura

enKelvin,nes

lacantidad

demolesdeelectronestransferidos,F

eslaconstantede

Faraday(9.65X10

4C·mol-1),E°eselpotencialdemedia

celdayΠrepresentaelproductodelasactividades.

�Donde

∆Geselcambiodeenergíalibre.

�Donde

∆Geselcambiodeenergíalibre.

29

∆G = -nF E0

Reacciones en que E°

es

positiva son espontáneas

�Diagram

ade

potencial

enel

que

seindican

losE0

para

lassemi-reacciones

entrelosestadosde

oxidacióndelMn.

�Diagram

ade

potencial

enel

que

seindican

losE0

para

lassemi-reacciones

entrelosestadosde

oxidacióndelMn.

30

Diagram

as de Latimer

-1.18

1.51

-0.95

2.26

-0.56

MnO

4-MnO

42-

MnO

2Mn 3+

Mn2+

Mn

1.7

01.2

3

1.5

1

�Para

laexplicación

deam

bos

métodos

utilizaremos

lospotencialesnorm

ales

delas

semi-reacciones:

�Para

laexplicación

deam

bos

métodos

utilizaremos

lospotencialesnorm

ales

delas

semi-reacciones:

31

Fe3++ 1e-

Fe2+

Cr3+

Cr2O

72++ 6e-E0= -0.771

E0 = -1.33

Cr3+

Cr2O

72++ 6e-

E= -1.33

E0 = [E0

proceso de reducción] –[E

0proceso de oxidación]

Sí el valor es positivo la reacción se lleva a cabo

Sum

a algebráica:

◦Se debe cuidar el sentido de la reacción con

la que se inform

aron los datos. Según el

sentido de la reacción se conserva o cam

bia el

signo del potencial.

Sum

a algebráica:

◦Se debe cuidar el sentido de la reacción con

la que se inform

aron los datos. Según el

sentido de la reacción se conserva o cam

bia el

signo del potencial.

32

Predicción de reacciones redox

Sí se lleva a

cabo+ 0.559

-0.771

+ 1.33

Fe3++ 1e-

Fe2+

Cr3+

Cr2O

72++ 6e-

Utilizando la escala de E0

◦Se utilizan los potenciales reportados y se

mantiene su signo sin importar el sentido

de la reacción. Colocándolos en la escala

de E

0 .◦Si la pendiente es positiva (/) sí se lleva a

Utilizando la escala de E0

◦Se utilizan los potenciales reportados y se

mantiene su signo sin importar el sentido

de la reacción. Colocándolos en la escala

de E

0 .◦Si la pendiente es positiva (/) sí se lleva a

33

Predicción de reacciones redox

◦Si la pendiente es positiva (/) sí se lleva a

cabo la reacción.

◦Si la pendiente es positiva (/) sí se lleva a

cabo la reacción.

Fe3+

Fe2+

-0.771

Cr2O

72-

1.33Cr

3+E0

34

Diagram

as de Ellingham

35

2Zn(s) + O

2ZnO

(s)

∆G (298 K) = -636 kJmol-1

36

Celda Galvánica

37

Fuerza electromotriz

La Fuerza electrom

otriz (F.E.M

.), es el trabajo

que el generador realiza para pasar la unidad de

carga positiva del polo negativo al positivo por el

interior del generador.

interior del generador.

La F.E.M. se mide en voltioslo mismo que el

potencial eléctrico.

38

Li/Li+

-3.04 mV

K/K

+-2.92 mV

Ca/Ca2+

-2.87 mV

Na/Na+

-2.71 mV

Mg/Mg2+

-2.37 mV

Co/Co2+

-0.28 mV

Ni/Ni2+ -0.23 mV

Sn/Sn2+

-0.14 mV

Pb/Pb2+

-0.13 mV

H 2 /2H+

±0.00 mV

Serie Electroquímica (potencial estándar, 25ºC)

Mg/Mg

-2.37 mV

Mn/Mn2+

-1.18 mV

2H2O/H

2 + OH--0.83 mV

Zn/Zn2+

-0.76 mV

Cr/Cr3+

-0.74 mV

Fe/Fe2+

-0.56 mV

Fe/Fe3+

-0.44 mV

Cd/Cd2+

-0.40 mV

Ti/Ti2+

-0.34 mV

H 2 /2H

±0.00 mV

Cu/Cu++0.34 mV

2Hg/Hg22+

+0.79 mV

Ag/Ag++0.80 mV

Hg/Hg2+

+0.85 mV

Pt/Pt2++1.20 mV

Cl 2/2Cl -

+1.36 mV

Au/Au++1.50 mV

F2 /2F-

+2.87 mV

39

Se sabe que es espontánea debido a los

potenciales estándar de oxidación y de

reducción.

E0celda = E0

+ E0

Zn + CuSO4

ZnSO4+ Cu

E0celda = E0

oxidación+ E0 reducción

E0celda = E0

Zn+ E0 Cu

E0celda = +0.76 + 0.34

E0celda = + 1.1 V

Por lo que la reacción es exotérmica

40

Electrólisis

�La

electrólisises

unprocesodondelaenergía

eléctricacambiaráaenergíaquímica.

�Elprocesosucede

enun

electrolito,unasolución

�Elprocesosucede

enun

electrolito,unasolución

acuosaosalesderretidasquedenlaposibilidad

alosionessertransferidosentredoselectrodos.

�El

electrolitoes

laconexión

entrelosdos

electrodos

quetambién

estánconectados

conuna

corrientedirecta.

41

Fotografía en blanco y negro

OH

OH

Ag

Ag B

r

2 A

g

AgAg

O

Br

2 A

g

+-

+lu

z+

+e

0

e+

+0

++

+0

O OOH

SO

H O

O

HO

HH

O

AgB

r2 N

a S

O

NaB

r

OH

OH

SO3

++

232-

+2

+-

++

Na

Ag(S

O )

22

22

33

3

42

Propulsores sólidos para cohetes

Combustible sólido:

12% aluminio en polvo

74% de perclorato de

74% de perclorato de

amonio

12% de un polímero

aglutinante

8 A

l3 N

H C

lO4 A

l O

3N

H C

l+

+4

42

34

43

Redox en un horno de fundición

Para obtener el hierro metálico se debe separar

del mineral del hierro, por lo general la hematita,

Este proceso se lleva a cabo en un alto horno por

Fe

O 23

Este proceso se lleva a cabo en un alto horno por

medio de reacciones redox.

3C

aCO

(

s)C

aO (

s)+

CO

(g

)2

CO

(g

)2

+C

(s)

2 C

O(g

)

2F

e (

s)+

3O

(s

)+

3C

O(g

)2F

e (

l)3C

O (g

)+

3+

2-

02

44

Corrosión de M

etales 2 A

l O

4 A

l(s)

+3 O

(g

)2

23

Cu

CuSO

3C

u(O

H)

Cu (O

H)

CO

+A

ire

húm

edo

con c

om

p. de

S+

22

23

4

Reacciones redox en sistemas

bióticos

Son muy importantes porque se obtiene

energía

•Metabolismo Celular

45

•Metabolismo Celular

•Respiración

•Fotosíntesis

46

LaCadena

deTransporte

deElectrones

esun

procesoen

elcualsetransfierenelectronesde

una

moléculaaotra.Comprendedosprocesos:

1.-Loselectronessontransportadosalolargode

lamembrana,

deun

complejo

deproteínas

transportador("carrier")aotro.

2.Losprotones

sontranslocados

através

dela

membrana,

estossignificaquesonpasadosdesdeel

interioromatrizhaciaelespaciointermembrana.

Estogeneraungradientedeprotones.Eloxígenoes

elaceptorterminaldelelectrón,combinándosecon

electroneseionesH+paraproduciragua.

Fotosíntesis

Es un proceso que se desarrolla en dos

etapas:

•Reacciones Luminosas

Ciclo de Calvin-Benson Ciclo del Carbono)

47

Reacciones Luminosas

•Ciclo de Calvin-Benson Ciclo del Carbono)

6 C

OC

H

O

6 O

++

22

612

62

luz

sola

r6 H

O

Plastocianinas (PC):

48

Plastocianinas (PC):

49

Cloroplasto

Plastocianina

•Difracción de rayos a pH 6.0

•Resolución

: 1.33 Å

•Peso molecular: 1050

0 Da

•99 residuos de am

inoácido

•1 pequeñ

a espiral alfa

50

•1 pequeñ

a espiral alfa

•8 láminas beta

•Estructura de ba

rril

Guss

, J.

M., B

artu

nik

, H

.D., F

reem

an, H

.C.; Acta Crystallogr., Sect.B

48 (

1992),

790-8

11.

Plastocianinas (PC):

�La plastocianina es una proteína qu

e lleva a cabo

un im

portante pap

el red

ox en organ

ismos

fotosintéticos.

51

�Este tran

sportador soluble de un electrón se

encuen

tra en

el espacio tilacoidal y transfiere

electron

es desde el citocromo f al fotosistema I.

�So

lo ha sido en

contrad

a en

las plantas superiores.

M.D

. M

iram

ar, L

.A. In

da;

Rev. Real Academia de Ciencias. Zaragoza

57 (

2002),

241–247.

Estructura

y sitioactivo

52

Elcentro

activo

deCu

2+está

muy

próximoalexterior

dela

proteína~8Å.

Guss

, J.

M., B

artu

nik

, H

.D., F

reem

an, H

.C.; Acta Crystallogr., Sect.B

48 (

1992),

790-8

11.

Sitioactivo

53

Guss

, J.

M., B

artu

nik

, H

.D., F

reem

an, H

.C.; Acta Crystallogr., Sect.B

48 (

1992),

790-8

11.

Transferen

cia electrón

ica

Cu

Cu

- e

+ e

54

Cu

Cu

- e

+ e

Transferen

cia electrón

ica

•En la cad

ena de tran

sporte de electron

es, h

ay

un flujo de electron

es de la plastocianina al

citocrom

o c

55

Transferen

ciaelectrón

ica

56

Transferen

ciaelectrón

ica

•Orien

tación

adecuad

a para la transferen

cia

electrón

ica

57

Ull

man

n G

.M., K

nap

p, E

.W. &

Kost

ic, N

.M.;. J. Am. Chem. Soc.

, 119 (

1997),

42.