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UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA
FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM
UNIDAD DIDACTICA QUIMICA, PRIMER AÑO
GUIA DE ESTUDIO 2015
SEMANA 5
Reacciones de oxido reducción: “REDOX”
Elaborado por: Lic. Fernando Andrade Barrios
Aspectos importantes que deben tenerse en cuenta antes de resolver esta guía.
¿Qué es una reacción de Oxidación ó Reducción? Es aquella reacción en la cual
hay “transferencia” de electrones, es decir un átomo ó un compuesto gana ó pierde
electrones. Aunque la “ganancia ó pérdida de electrones” en algunos casos no es
real, es decir los productos formados no son sustancias iónicas, sino sustancias
moleculares formadas a través de compartimiento de electrones (enlaces
covalentes), por esa razón se recomienda detectar una reacción de oxido-reducción
de la siguiente manera.
¿Cómo se detecta si una reacción es de Oxidación-Reducción.?
Como usted ya aprendió en la semana 4 a determinar los estados de oxidación,
observe si los átomos (o iones ), presentes en los reactivos, variaron sus estados de
oxidación en los productos, si hay variación entonces decimos que la reacción es
“redox” ó de óxido-reducción.
Tome en cuenta que en las reacciones redox, siempre hay por lo menos un elemento
que se oxida y uno que se reduce.
¿Existen reacciones en las que dos átomos se oxidan y no se reduce, ó que
dos se reducen y uno se oxida, o que el elemento que se oxida y el que se
reduce se hallan dentro del mismo compuesto.? SI, pero no se verán dichos
casos, por lo tanto en los ejercicios de su guía y en las preguntas de los exámenes,
las ecuaciones serán del tipo de que un elemento se oxida y otro se reduce.
Utilizaremos los siguientes conceptos:
OXIDACION: proceso en el cual un átomo pierde electrones, y por lo tanto
aumenta su número de oxidación. Disminuyen cargas negativas ó aumentan cargas
positivas.
REDUCION: Proceso en el cual un átomo gana electrones y por lo tanto disminuye
su número de oxidación. Aumentan cargas negativas ó disminuyen cargas positivas.
Se puede usar la siguiente línea, donde se representan los números ó estados
de oxidación debe observar los cambios y las tendencias. Analícelo así:
OXIDACION
-7, -6, -5, -4, -3 -4, -3, -2, -1, 0 +1, +2, +3 +4, +5, +6, +7
REDUCCION
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*AGENTE OXIDANTE: Sustancia que contiene al elemento que se reduce.
*AGENTE REDUCTOR: Sustancia que contiene al elemento que se oxida.
*Nota: los agentes oxidantes y los agentes reductores deben buscarse del lado
de los reactivos ( en el lado izquierdo de la ecuación).
COMO BALANCEAR LAS REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN:
Consideremos la siguiente ecuación:
HNO3

+ H2S
NO + S + H2O
A) A partir de la ecuación química, se procede a colocar los números de oxidación de cada
elemento de acuerdo a las reglas para asignar los números de oxidación (tema tratado en la
semana 4):
:
H+1 N+5 O-23 +
H+12S-2 
N+2 O -2 + S0 + H+12O-2
B) Revise que elementos cambian su número de oxidación
N 5  N 2 El Nitrógeno GANO 3 electrones por lo tanto se REDUJO
PERDIO 2 electrones por lo tanto se OXIDO
S 2  S 0 El Azufre,
El HNO3 es el agente oxidante, pues contiene al elemento que se redujo(N).
El H2S, es el agente reductor, pues contiene al elemento que se oxidó (S).
C) Coloque las unidades de reducción = 3 como coeficiente de la sustancia que
contiene al elemento que se oxidó y como coeficiente de la sustancia que
contiene al elemento que se redujo las unidades de oxidación = 2. Quedando así:
2 HNO3 + 3 H2S  NO + S + H2O
D) Con estos coeficientes, balancee en los productos a las sustancias que
a los elementos que se oxidaron ó redujeron. Quedando así:
contiene
2 HNO3 +
3 H2S  2 NO + 3 S + H2O
Note, que el H2O, no posee aún coeficiente, pues ninguno de sus átomos
experimentaron oxidación ó reducción, por lo tanto el coeficiente del agua lo
debe colocar en base a los coeficientes ya determinados. Quedando así:
2 HNO3 + 3 H2S
 2 NO + 3 S + 4 H2O
La ecuación ya quedó balanceada:
2N  2N
3S  3S
6O6O
8H  8H
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E) Para calcular el número total de ELECTRONES TRANSFERIDOS, puede usar al
elemento oxidado ó al reducido y multiplicar el número de unidades de reducción
ó de oxidación por el coeficiente final de ese elemento en la ecuación
balanceada. Ej:
2 N+5  2 N+2 = 3 electrones ganados x 2 = 6 “electrones transferidos”
3 S-2  3 S 0 = 2 electrones perdidos x 3 = 6 “electrones transferidos”
Note que si la ecuación está balanceada correctamente, ambos números dan igual,
por lo tanto:
TOTAL DE ELECTRONES TRASNFERIDOS: 6 eNOTA: Al finalizar de balancear la ecuación, revise que todos los coeficientes puedan
simplificarse a números más pequeños. De ser así el número total de electrones transferidos,
debe hacerse hasta que se simplificaron los coeficientes.
Recomendaciones adicionales para balancear las reacciones Redox.
1. Debe balancearse primero a los elementos que se oxidaron ó redujeron, luego
los Metales, No metales, y de ultimo al Hidrogeno y Oxígeno.
2. Al finalizar de balancear la ecuación, revise si todos los coeficientes pueden
simplificarse a números más pequeños. De ser así el # total de electrones
transferidos, debe hacerse hasta que se simplificaron los coeficientes.
3. Recuerde que al balancear una ecuación, NO debe cambiarse los subíndices
de la fórmula, solo pueden modificarse ó colocarse coeficientes.
I- Ejemplos: Balancee las siguientes ecuaciones y responda lo que se solicita.
a)
ELEMENTO QUE
SE OXIDA
b)
ELEMENTO QUE
SE OXIDA
c)
KMnO4 +
ELEMENT
O QUE SE
REDUCE
P +
Na2SO3 +
# ELECTRONES
GANADOS
HNO3 +
H2O

#
ELECTRONES
PERDIDOS
H2O 
MnO2
AGENTE
OXIDANTE
H3PO4 +
ELEMENTO
QUE SE
REDUCE
#
ELECTRONES
GANADOS
#
ELECTRONES
PERDIDOS
K2SnO4 +
Bi(OH)3

+
Na2SO4 +
AGENTE
REDUCTOR
H2SO4 +
AGENTE
OXIDANTE
K2SnO3
+
ELECTRONES
TRASNFERIDOS
COEFICIENTES
QUE BALANCEAN
LA ECUACIÓN
NO
AGENTE
REDUCTOR
Bi +
KOH
ELECTRONES
TRASNFERIDOS
COEFICIENTES
QUE BALANCEAN
LA ECUACIÓN
H2O
3/5
ELEMENTO QUE
SE OXIDA
ELEMENT
O QUE SE
REDUCE
d) Na2HAsO3
# ELECTRONES
GANADOS
+
#
ELECTRONES
PERDIDOS
KBrO3
+
AGENTE
OXIDANTE
HCl 
AGENTE
REDUCTOR
H3AsO4 +
ELECTRONES
TRASNFERIDOS
KBr
+
COEFICIENTES
QUE BALANCEAN
LA ECUACIÓN
NaCl
Nota: En éste caso al final debe simplificar los coeficientes, pues todos son
divisibles entre dos.
ELEMENTO QUE
SE OXIDA
e)
ELEMENT
O QUE SE
REDUCE
Bi2O3 +
# ELECTRONES
GANADOS
#
ELECTRONES
PERDIDOS
NaOH + NaClO

AGENTE
OXIDANTE
NaBiO3
AGENTE
REDUCTOR
+
NaCl
ELECTRONES
TRASNFERIDOS
COEFICIENTES
QUE BALANCEAN
LA ECUACIÓN
+ H2O
Nota: En este caso no deberá colocarse el coeficiente a uno de los reactivos,
pues ya tiene en su fórmula un subíndice 2.
ELEMENTO QUE
SE OXIDA
ELEMENT
O QUE SE
REDUCE
f) Fe + CO2
ELEMENTO QUE
SE OXIDA
g)
ELEMENTO QUE
SE OXIDA
ELEMENT
O QUE SE
REDUCE
# ELECTRONES
GANADOS
#
ELECTRONES
PERDIDOS
AGENTE
OXIDANTE
AGENTE
REDUCTOR
ELECTRONES
TRASNFERIDOS
COEFICIENTES
QUE BALANCEAN
LA ECUACIÓN
AGENTE
OXIDANTE
AGENTE
REDUCTOR
ELECTRONES
TRASNFERIDOS
COEFICIENTES
QUE BALANCEAN
LA ECUACIÓN
AGENTE
REDUCTOR
ELECTRONES
TRASNFERIDOS
COEFICIENTES
QUE BALANCEAN
LA ECUACIÓN
 Fe2O3 + CO
# ELECTRONES
GANADOS
#
ELECTRONES
PERDIDOS
KClO3 + Na2SnO2  KCl + Na2SnO3
ELEMENT
O QUE SE
REDUCE
# ELECTRONES
GANADOS
#
ELECTRONES
PERDIDOS
AGENTE
OXIDANTE
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II- Importancia de las reacciones Redox:
a) Lea La Química y Salud “El smog y la salud” página 215 de su libro de texto y
haga un resumen con los datos más importantes:
b) Lea el tema “Oxidación y reducción en sistemas biológicos” página 219 y 220
de su libro de texto y haga un resumen con los datos más importantes:
c) Lea el tema “Celdas de combustible: Energía limpia para el futuro” página 221
de su libro de texto y haga un resumen con los datos más importantes:
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