EQUILIBRIO DE ÓXIDO-REDUCCIÓN


Introducción

Equilibrio de óxido-reducción

Se llevara a cabo con cada reactivo la mezcla correspondientemente marcada a lo largo del desarrollo para a así cumplir con la OXIDACIÓN-REDUCCIÓN.

Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).

Para que exista una reacción redox, 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; oxidandose.

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; reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Analogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido..

Definiciones:

Oxidación: se refiere a la media reacción donde un atomo o un grupo de atomospierden uno o mas electrones.

Reducción: se refiere a la media reacción donde un atomo o un grupo de atomos  ganan uno o mas electrones.
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Agente oxidante: es la sustancia que se reduce provocando la oxidación.

Agente reductor:   es la sustancia que se oxida provocando la reducción.

Estados de oxidación

En química, el estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento esta funcionando en ese compuesto

Método general para asignar los estados de oxidación

Para asignarlos tienes que cumplir con la regla de que el sulfuro es par, por lo tanto los hidrógenos son pares.

Balanceo de reacciones redox

Método de números de oxidación

La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento aumenta.
Desarrollo

Equilibrio de óxido-reducción

Para que exista una reacción redox, 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; oxidandose.
• 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; reducido.[1]
Definiciones:
Oxidación: es una reacción química donde un metal oun no metal cede electrones, y por tanto aumenta su estado de oxidación. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como reducción, es decir cuando una especie química acepta electrones. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox. La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.
La sustancia mas oxidante que existe es el catión KrF+ porque facilmente forma Kr y F+. Entre varias sustancias con el mismo estado de oxidación; la capacidad oxidante difiere grandemente según el ligante Así el -CF3 tiene una electronegatividad (el C) similar a la del cloro (3,1) mucho mayor que por ejemplo -CBr3, aunque ambos tengan el mismo número de oxidación. Las propiedades del HBrO3 son muy diferentes a la del BrF5 éste último es mucho mas oxidante aunque ambos tengan la misma valencia.
Si el elemento esta como grupo neutro o estado catiónico: KrF2 tiene una EN menor que el KrF+ aunque formalmente tengan el mismo número de oxidación. Así el MnF3 el MnF4(-1) y el MnF2(+1) todos con el mismo número de oxidación tienen EN diferentes.
Reducción: Es el proceso electroquímico por el cual un atomo o iongana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.
Cuando un ion o un atomo se reduce presenta estas características:
• Gana electrones.
• Actúa como agente oxidante.
• Es reducido por un agente reductor.
• Disminuye su estado o número de oxidación.
Ejemplo
El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):
Fe3+ + e− → Fe2+
En química organica, la disminución de enlaces de atomos de oxígeno a atomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a atomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:
• CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno).
• CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol).
Reducción. Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Analogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado.


Método general para asignar los estados de oxidación

Estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento esta funcionando en ese compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios.
El atomo tiende aobedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, los cuales son muy estables electrónicamente. Dicha regla sostiene que un atomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía mas externo. En el caso del hidrógeno este trata de tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del helio.
Cuando un atomo -A- necesita por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho atomo tiene un número de oxidación de 3−. Por otro lado, cuando un atomo -B- tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el atomo A cumpla la ley del octeto, entonces este atomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los atomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo atomos (moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (iones poliatómicos).
Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo de carga eléctrica que adquieren al participar en una reacción química:
• Metales
• No metales
• Gases nobles
Existen elementos metalicos que, dependiendo de las condiciones a que sean sometidos, pueden funcionar como metales o no metales indistintamente. A estos elementos se les denomina metaloides.
Los elementos metalicos (los cuales ceden electrones) cuandoforman compuestos tienen únicamente estados de oxidación positivos. Los elementos no metalicos y semimetalicos pueden tener estado de oxidación positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.
Ejemplos:
Cloruro de sodio
Na0 + Cl02 → Na1+Cl1−
Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, estan presentes en forma diatómica.
El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl), produciendo cloruro de sodio. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que estan equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del sodio combinado es 1+, ya que cede un electrón. El número de oxidación del cloro combinado es 1−, ya que acepta el electrón cedido por el sodio.
Oxido de aluminio
Al0 + O02 → Al3+2O2−3
El oxígeno esta presente en forma diatómica (gas).
El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que estan equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del aluminio combinado es 3+, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del oxígeno combinado es 2−, ya que acepta hasta 2 electrones.
Los electrones cedidos y aceptados por los distintos elementos crean un problema con las cargas eléctricas. Por ejemplo, el aluminio cede tres electrones y el oxígeno sólo acepta dos, por lo que sobra uno. De esto se concluye que en la reacción no interviene un solo atomo de oxigeno,por lo que se procede a balancear la ecuación, para que coincidan todos los electrones transferidos con las capacidades de cada elemento aceptor.
La ecuación balanceada queda así:
4Al0 + 3O02 → 2Al3+2O2−3
Con lo que se logra el balance perfecto para que se acomoden todos los electrones excedentes.
Balanceo de reacciones redox
En química, se llama redox al equilibrio químico que se da en una reacción de reducción-oxidación (redox).
Una reacción de oxidación al equilibrio es una de la forma:

Que puede ser vista como la suma de dos semi reacciones al equilibrio:
Una oxidación de una sustancia que actúa como agente reductor, que cede electrones o incrementa su número de oxidación:

y una reducción de una sustancia que actúa como agente oxidante, que acepta electrones o decrece su número de oxidación:

La tendencia de este equilibrio esta determinada por los potenciales estandar ya sea de reducción o de oxidación de ambas semi-reacciones.
Una sustancia se oxida cuando aumenta su número de oxidación, es decir que aumenta el número de carbonos , puesto que los Hidrógenos y Oxidrilos también han aumentado, de esta manera se necesita una cadena mas larga de Carbonos (o un mayor número de Carbonos, como se quiera llamar), para que la sustancia esté en Equilibrio Químico.
Una sustancia se reduce cuando, por el contrario, disminuye su número de oxidación. Esto significa que disminuye el número de Carbonos e Hidrógenos y la cadena seacorta, para que pueda formarse el mismo equilibrio químico.

Método de números de oxidación
• El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.
• El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.
• El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metalicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)
• El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2).
• El número de oxidación en los elementos metalicos, cuando estan combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.
• El número de oxidación de los halógenos en los hidracidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidracido y respectivas sales es –2.
• El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los atomos de una molécula neutra es cero.
Conclusión.
Puedo deducir que con el desarrollo de esta practica los resultados teóricos sirven para darse cuenta de cual es el reactivo que hace que se oxide o reduzca cada sustancia en cada uno de los casos que se nos presentan para así no dar u obtener conclusiones al azar en cada uno y así tener la certeza de que tenemos en cada caso.