Nº

Química

GUÍA PRÁCTICA Óxido reducción I: reacciones redox

1.

2.

Programa Electivo Ciencias Básicas

Ejercicios PSU ¿ Cuál(es) de los siguientes ejemplos corresponde(n) a una reacción redox? I) II) III)

Oxidación de metales Respiración celular Procesos de combustión

A) B) C) D) E)

Solo I Solo II Solo III Solo I y II I, II y III

Para la siguiente reacción redox: 2 MX → 2 M + X2 donde M representa un metal alcalino y X un halógeno (X2 = Cl2, Br2, I2), ¿cuál(es) de las siguientes afirmaciones es (son) correcta(s)?



I) II) III)

El ion no metálico (X–) se oxida. El ion metálico (M+) se reduce. El metal (M) se oxida.

A) B) C) D) E)

Solo I Solo II Solo III Solo I y II I, II y III

GUICEL007QM11-A16V1



Cpech

1

Ciencias Básicas Electivo Química 3.

El estado de oxidación del cloro (Cl) en el compuesto clorato de magnesio (Mg(ClO3)2) es

A) –5 B) –1 C) +1 D) +3 E) +5 4.

¿En cuál de las siguientes ecuaciones se verifica una semirreacción de oxidación? A) B) C) D)

Zn + 2 OH¯ → ZnO + H2O + 2 eNiO + 2 H O + 2 e- → Ni(OH) + 2 OH¯ 2

2

2

HgO + H2O + 2 e- → Hg + 2 OH¯ Cu2+ + 2 e- → Cu

E) NO3− + 3 e- + 4 H+→ NO + 2 H2O

5.

El número de oxidación del cromo (Cr) en el anión dicromato (Cr2O72–) es A) +2 B) +3 C) +4 D) +5 E) +6

6.

2

Una semirreacción de reducción se caracteriza porque la especie en juego disminuye su estado de oxidación. Considerando lo anterior, ¿cual(es) de las siguientes afirmaciones es (son) correcta(s) con respecto a la semirreacción de reducción?

Cpech

I) II) III)

Los electrones aparecen a la derecha de la ecuación química. Los electrones aparecen a la izquierda de la ecuación química. Se captan electrones.

A) B) C) D) E)

Solo I Solo II Solo III Solo I y III Solo II y III

GUIA PRÁCTICA 7.

¿Cuál(es) de las siguientes semirreacciones corresponde(n) a una oxidación?



I) Cl− → Cl + eII) Mg → Mg2+ + 2 eIII) K+ + e- → K



A) B) C) D) E)

8.

En la siguiente reacción:

Solo I Solo II Solo III Solo I y II Solo II y III



Cu + Fe3+ → Cu2+ + Fe



el cambio producido en las especies participantes indica que el



A) B) C) D) E)

9.

¿Cuál(es) de las siguientes afirmaciones da(n) cuenta de que una determinada ecuación química es una reacción redox?



I) II) III)

Las especies experimentan cambios en sus estados de oxidación. Sus coeficientes guardan una razón numérica sencilla entre sí. Existe un agente oxidante y un agente reductor.



A) B) C) D) E)

Solo I Solo II Solo III Solo I y III I, II y III



Cu es un agente reductor. Fe3+ es un agente reductor. número de electrones transferidos es 4. Fe3+ se oxidó. Cu es un agente oxidante.

Cpech

3

Ciencias Básicas Electivo Química 10. En la reacción química que ocurre al agregar virutas de hierro (Fe) a una disolución de sulfato de cobre (CuSO4), se produce cobre metálico (Cu), según la siguiente reacción: Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4



dicha reacción se debe a la capacidad



I) II) III)



Es (son) correcta(s)

oxidante del ion cúprico (Cu2+). del hierro (Fe) para captar electrones. reductora del hierro (Fe).

A) B) C) D) E)

solo I. solo II. solo III. solo I y II. solo I y III.

11. Al balancear la ecuación: MnO4- + Br - → MnO2 + BrO3

el número de electrones transferidos será igual a



A) B) C) D) E)



2e- 3e- 4e6e8e-

12. La siguiente reacción: Br2 → Br - + BrO3-

4



balanceada en medio básico, presentará



I) 6H+ en los productos. II) 6OH- en los reactantes. III) 3H2O en los reactantes.



Es (son) correcta(s)



A) B) C) D) E)

Cpech

solo I. solo II. solo III. solo I y II. I, II y III.

GUIA PRÁCTICA 13. En la reacción: Pb + 2 H2SO4 + PbO2 → 2 PbSO4 + 2 H2O

podemos considerar como agente(s) oxidante(s) al



I) Pb II) H2SO4 III) PbO2 A) B) C) D) E)

Solo I Solo II Solo III Solo I y II Solo II y III

14. Al balancear la siguiente reacción en ambiente ácido: Cl2 + S2O32- → Cl- + SO42

obtenemos como semirreacción de oxidación



A) S2O32- + H2O → SO42- + 2 H + + 4 eB) Cl2 + e- → ClC) S2O32- + 5 H2O → 2 SO42- + 10 H + + 8 eD) Cl2 + 2 e- → 2 ClE) 2 S2O32- + 10 H2O → 4 SO42- + 16 H + + 20 e-

15. En la siguiente reacción: O3 + Br - → O2 + BrO

podemos identificar como agente oxidante al A) O2 B) O3 C) Br D) H2O E) OH-

Cpech

5

Ciencias Básicas Electivo Química

Tabla de corrección

Ítem

6

Cpech

Alternativa

Habilidad

1

Comprensión

2

ASE

3

Aplicación

4

Comprensión

5

Aplicación

6

Comprensión

7

Comprensión

8

ASE

9

Comprensión

10

ASE

11

Aplicación

12

Aplicación

13

ASE

14

Aplicación

15

ASE

GUIA PRÁCTICA

Resumen de contenidos

Reacciones redox Hablar de reacciones redox implica estudiar el comportamiento de los átomos más allá de su combinación para dar lugar a nuevas especies químicas. Significa, también, dejar atrás la concepción del átomo como una entidad indivisible y aceptar la existencia de partículas subatómicas. La partícula crucial estudiada en estas reacciones es el electrón, el cual se intercambia en las reacciones redox. Semirreacciones de reducción y oxidación La reacción redox es una reacción que se desdobla para su estudio en semirreacciones de reducción y oxidación. Cada vez que sucede una oxidación, también ocurre una reducción. Esto, porque en una reacción redox la oxidación y reducción son simultáneas. Los electrones liberados en la oxidación son recibidos por una especie que se reduce. Una especie con un gran potencial de reducción tenderá a captar electrones de una sustancia que se oxida. No hay oxidación sin reducción y viceversa. En una semirreacción de reducción una especie recibirá electrones de otra y verá disminuido su estado de oxidación. En una semirreacción de oxidación una especie cederá electrones a la otra y aumentará su estado de oxidación. A continuación se muestra una reacción redox con sus semirreacciones correspondientes. En ella se observa que los electrones son iguales en cantidad en los productos y reactivos, quedando la carga neta de la reacción igualada, dando cuenta de la simultaneidad del proceso. Estos se cancelan al realizar la suma de la reacción final. Reacción global redox Zn2+ + Cu0 → Cu2+ + Zn0 Semirreacción oxidación

Cu0 → Cu2++ 2e-

Semirreacción reducción

2e- + Zn2+ → Zn0

En la reacción descrita, el Zn2+ se reduce captando electrones del Cu0, oxidándolo. Se dice, entonces, que el catión Zn2+ es un agente oxidante. Un oxidante es aquella especie que se reduce. Así también el Cu0 liberará sus electrones al Zn2+, el que los captará, reduciéndose. Por lo tanto, el Cu0 es un agente reductor, siendo el agente reductor aquella especie que se oxida.

Cpech

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Ciencias Básicas Electivo Química

Reacción de oxidación-reducción o reacción redox Agente reductor

Agente oxidante

Cede e

Capta e

Aumenta su estado de oxidación

Disminuye su estado de oxidación

Provoca la reducción del oxidante

Provoca la oxidación del reductor

Se oxida (experimenta una oxidación)

Se reduce (experimenta una reducción)

Estado de oxidación (EDO) La captación de electrones (reducción) o su liberación (oxidación) generarán, desbalances eléctricos en las especies participantes, alterando su estado de oxidación (EDO). Este corresponde a un valor negativo, positivo o cero, asociado a su carga. Se han descrito algunos principios para la determinación del EDO de los átomos en diversas reacciones redox, los cuales son: - El EDO de los elementos en estado libre es 0 ( Ej. H2, Cu). - El EDO del hidrógeno es +1 (Ej. H2O, H2SO4), salvo en hidruros metálicos, donde es -1 (Ej. CaH2). - El EDO del oxígeno es -2 (Ej. CO2, MgO), salvo en peróxidos, donde es -1 (Ej. H2O2, Na2O2). - El EDO de los metales alcalinos (grupo IA) es +1 (Ej. Na+, KOH), el de los alcalinotérreos (IIA) es +2 (Ej. Zn2+, CaO) y el de los térreos (IIIA) es +3 (Ej. Al3+, BH3). - El único EDO negativo en los halógenos (VIIA) es -1 (Ej. Cl-, HBr). Cuando los elementos están combinados, pueden operarse matemáticamente para obtener los estados de oxidación de los elementos que conforman la molécula, considerando su carga neta. Por ejemplo, para el manganeso en MnO2, que es una molécula neutra (cuya carga neta es 0): EDOMn + 2 · (-2) = 0 EDOMn + (-4) = 0 EDOMn= +4 El EDO del manganeso en MnO2 es +4. 8

Cpech

GUIA PRÁCTICA Para el cromo en Cr2O72-, que es el anión dicromato (de carga neta -2): 2·(EDOCr)+ 7 · (-2) = -2 2·(EDOCr)+ (-14) = -2 2·(EDOCr)= (-2) + (+14) EDOCr= +12 / 2 → EDOCr= +6 El EDO del cromo en el anión dicromato es +6. Calcular los EDO es importante para realizar el equilibrio de las semirreacciones, puesto que en ellas es de utilidad identificar qué especies aumentarán su EDO (oxidación) y cuáles lo disminuirán (reducción). Balance de reacciones redox Cuando las reacciones redox suceden en medio acuoso, pueden reaccionar con los iones H+ y OH- del agua. Las reacciones químicas, dependiendo de si suceden en medio ácido (en presencia de iones H+) o en medio básico (con iones OH-), se representarán y equilibrarán tomando en cuenta las sustancias presentes. • Balance de una reacción en medio ácido Para la siguiente reacción en medio ácido sin balancear MnO4- + C2O42- → Mn2+ + CO2 1. Se identifican las semirreacciones oxidación y reducción.

de Ox. Red.

C2O42- → CO2 MnO4- → Mn2+

2. Se igualan todas las especies distintas de Ox. C2O42- → 2CO2 hidrógeno y oxígeno. Se agregará un 2 en el Red. MnO4- → Mn2+ CO2 para igualar los carbonos. 3. La diferencia de oxígenos se balancea con Ox. C2O42- → 2CO2 moléculas de H2O. Se añaden 4 en la reducción. Red. MnO4- → Mn2+ + 4H2O 4. La diferencia de hidrógenos se balancea con Ox. C2O42- → 2CO2 iones H+. En este caso se agregará 8H+ en la Red. 8H+ + MnO4- → Mn2+ + 4H2O reducción. 5. La diferencia de carga se balancea con electrones. Como los electrones están en distinta cantidad, se amplificará cada reacción para alcanzar el mínimo común múltiplo de 2 y 5, que corresponde a 10 electrones. Se amplificará por 5 en la oxidación y por 2 en la reducción.

Ox. C2O42- → 2CO2 + 2e- Red. 5e- + 8H+ + MnO4- → Mn2+ + 4H2O

/x5 /x2

Ox. 5C2O42- → 10CO2 + 10eRed. 10e- + 16H+ + 2MnO4- → 2Mn2+ + 8H2O

6. Se efectúa la suma de las dos semirreacciones. Redox La reacción redox global balanceada queda: 5C2O42- + 16H+ + 2MnO4- → 10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O

Este procedimiento es factible para un amplio grupo de reacciones en medio ácido. Cpech

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Ciencias Básicas Electivo Química • Balance de una reacción en medio básico Se aplicará la misma reacción para hacer notar las diferencias. 1. Se identifican las semirreacciones de Ox. oxidación y reducción. Red.

C2O42- → CO2 MnO4- → Mn2+

2. Se igualan todas las especies distintas de Ox. C2O42- → 2CO2 hidrógeno y oxígeno. Se agregará un 2 en el Red. MnO4- → Mn2+ CO2 para igualar los carbonos. 3. Se agregan tantas moléculas de agua Ox. C2O42- → 2CO2 como oxígenos hay de más, en el lado de la Red. 4H2O + MnO4- → Mn2+ semirreacción con exceso de oxígeno. En este caso se añaden 4 moléculas de agua en la reducción. 4. La diferencia de hidrógenos y oxigenos se Ox. C2O42- → 2CO2 balancea con iones OH-. En este caso se Red. 4H2O + MnO4- → Mn2+ + 8OHagregan 8 iones OH- en la reducción. 5. La diferencia de carga se balancea con electrones. Como los electrones están en distinta cantidad, se amplificará cada reacción para alcanzar el mínimo común múltiplo de 2 y 5, que corresponde a 10 electrones. Se amplificará por 5 en la oxidación y por 2 en la reducción.

Ox. C2O42- → 2CO2 + 2e- /x5 Red. 5e- + 4H2O + MnO4- → Mn2+ + 8OH- /x2 Ox. 5C2O42- → 10CO2 + 10eRed. 10e- + 8H2O + 2MnO4- → 2Mn2+ + 16OH-

6. Se efectúa la suma de las dos reacciones, Redox por lo cual la reacción redox global balanceada 5C2O42- + 8H2O + 2MnO4- → 10CO2 + 2Mn2+ + 16OHqueda:

Este procedimiento es factible para un amplio grupo de reacciones en medio básico. La diferencia principal entre balancear en medio básico y en medio ácido tiene relación con los iones OH- y los H+. Para ambos métodos, los pasos 1, 2, 5 y 6 son los mismos.

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Cpech

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