Estados de oxidación (Whitten) PDF

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estados de oxidacion resumidos del libro de Whitten...

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5-7 Estados de oxidación (Whitten, 10ª edición). Muchas reacciones involucran la transferencia de electrones de una especie a otra. Usamos estados de oxidación para realizar un seguimiento de las transferencias de electrones. La denominación sistemática de compuestos también hace uso de estados de oxidación. El estado de oxidación, o número de oxidación, de un elemento en un compuesto iónico binario simple es la cantidad de electrones ganados o perdidos por un átomo de ese elemento cuando forma el compuesto. En el caso de un ion de un solo átomo, corresponde a la carga real en el ion. En los compuestos moleculares, los estados de oxidación no tienen el mismo significado que tienen en los compuestos iónicos binarios. Los estados de oxidación, sin embargo, son ayudas muy útiles para escribir fórmulas y equilibrar ecuaciones. En especies moleculares, los estados de oxidación se asignan de acuerdo con un conjunto arbitrario de reglas. Al elemento más electronegativo (más a la derecha y más arriba en la tabla periódica) se le asigna un estado de oxidación negativo, y al elemento situado más a la izquierda y más abajo en la tabla periódica se le asigna un estado de oxidación positivo. Algunas reglas para asignar estados de oxidación siguen. Estas reglas no son exhaustivas, pero cubren la mayoría de los casos. Al aplicar estas reglas, tenga en cuenta dos puntos importantes. En primer lugar, los estados de oxidación siempre se asignan por átomo; en segundo lugar, trate las reglas en orden de importancia decreciente: la primera regla que aplica tiene prioridad sobre cualquier regla posterior que parezca aplicarse. 1. El estado de oxidación de los átomos en cualquier elemento libre no combinado es cero. Esto incluye elementos poliatómicos como H2, O2, H2S, P4 y S8. 2. El estado de oxidación de un elemento en un ion simple (monatómico) es igual a la carga en el ion. 3. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos en un compuesto neutro es cero. 4. En un ion poliatómico, la suma de los estados de oxidación de los átomos constituyentes es igual a la carga en el ion. 5. El flúor, el elemento más electronegativo, tiene un estado de oxidación de -1 en todos sus compuestos. 6. El hidrógeno tiene un estado de oxidación de +1 en compuestos a menos que se combine con metales, en cuyo caso tiene un estado de oxidación de -1. Ejemplos de estas excepciones son NaH y CaH2. 7. El oxígeno, el segundo elemento más electronegativo, generalmente tiene un estado de oxidación de -2 en sus compuestos. Hay solo algunas excepciones: (a) El oxígeno tiene un estado de oxidación de -1 en peróxido de hidrógeno, H2O2, y en peróxidos, -2 que contienen el ion O2 ; ejemplos son CaO2 y Na2O2. (b) El oxígeno tiene un estado de oxidación de -1/2 en superóxidos, que contienen el ion O2 -; ejemplos son KO2 y RbO2. (c) Cuando se combina con el flúor más electronegativo en OF2, el oxígeno tiene un estado de oxidación de +2. 8. La posición del elemento en la tabla periódica ayuda a asignar su estado de oxidación:

(a) Los elementos del Grupo 1A tienen estados de oxidación de +1 en todos sus compuestos. (b) Los elementos del grupo 2A tienen estados de oxidación de +2 en todos sus compuestos. (c) Los elementos del grupo 3A tienen estados de oxidación de +3 en todos sus compuestos, con un algunas raras excepciones. (d) Los elementos del grupo 5A tienen números de oxidación de -3 en compuestos binarios con metales, con H o con NH4+. Las excepciones son compuestos con un elemento del Grupo 5A combinado con un elemento a su derecha en la tabla periódica; en este caso, sus estados de oxidación se pueden encontrar usando las reglas 3 y 4. (e) Los elementos del grupo 6A debajo del oxígeno tienen números de oxidación de -2 en + compuestos binarios con metales, con H o con NH4 . Cuando estos elementos son combinados con oxígeno o con un halógeno más liviano, sus estados de oxidación se pueden encontrar usando las reglas 3 y 4. (f) Los elementos del grupo 7A (halógenos) tienen estados de oxidación de -1 en compuestos binarios con metales, con H, con NH4 +, o con un halógeno más pesado. Cuando estos elementos, excepto el flúor (es decir, Cl, Br, I), se combinan con oxígeno o con un halógeno más liviano, sus números de oxidación se pueden encontrar utilizando las reglas 3 y 4. La tabla 5-4 resume las reglas 5 a 8, con muchos ejemplos.

Si usa elementos de electronegatividad para guiar la asignación del estado de oxidación, puede preguntarse cómo proceder cuando dos elementos tienen la misma electronegatividad. Tome, por ejemplo, NCl3, PH3 y CS2. Para cada uno de estos compuestos binarios, los elementos tienen las

mismas electronegatividades. La tabla periódica es nuestra guía, y al elemento más cercano al flúor se le asigna el estado de oxidación negativo: NCl3 (Cl = -1, N = +3), PH3 (P = -3, H = +1) y CS2 (S = -2 , C = +4). Es importante recordar que los estados de oxidación no reflejan necesariamente la realidad. 6-5 Reacciones de oxidación-reducción: Introducción. El término "oxidación" originalmente se refería a la combinación de una sustancia con oxígeno. Esto da como resultado un aumento en el estado de oxidación de un elemento en esa sustancia. De acuerdo con la definición original, las siguientes reacciones implican la oxidación de la sustancia que se muestra en el extremo izquierdo de cada ecuación. Los estados de oxidación se muestran para un átomo del tipo indicado. 1. La formación de óxido, Fe2O3, óxido de hierro (III):

2. Reacciones de combustión:

estado de oxidación de Fe

estado de oxidación de C

Originalmente, la reducción describía la eliminación de oxígeno de un compuesto. Los minerales de óxido se reducen a metales (una reducción de masa muy real). Por ejemplo, el tungsteno para su uso en filamentos de bombillas puede prepararse por reducción de óxido de tungsteno (VI) con hidrógeno a 1200 ° C: estado de oxidación de W

El tungsteno se reduce y su estado de oxidación disminuye de +6 a cero. El hidrógeno se oxida desde cero hasta el estado de oxidación +1. Los términos "oxidación" y "reducción" ahora se aplican mucho más ampliamente. La oxidación es un aumento en el estado de oxidación y corresponde a la pérdida, o pérdida aparente, de electrones. La reducción es una disminución en el estado de oxidación y corresponde a una ganancia, o ganancia aparente, de electrones. Los electrones no son creados ni destruidos en reacciones químicas. De modo que la oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente, y en la misma medida, en reacciones químicas ordinarias. En las cuatro ecuaciones citadas anteriormente como ejemplos de oxidación, los estados de oxidación del hierro y los átomos de carbono aumentan a medida que se oxidan. En cada caso, el oxígeno se reduce ya que su estado de oxidación disminuye de cero a -2.

Debido a que la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente en todas estas reacciones, se las denomina reacciones de oxidación-reducción. Por brevedad, generalmente los llamamos reacciones redox. Las reacciones redox ocurren en casi todas las áreas de la química y la bioquímica. Necesitamos ser capaces de identificar agentes oxidantes y reductores y equilibrar las ecuaciones de oxidación-reducción. Estas habilidades son necesarias para el estudio de la electroquímica. La electroquímica implica la transferencia de electrones entre los agentes oxidantes y reductores físicamente separados y las interconversiones entre la energía química y la energía eléctrica. Estas habilidades también son fundamentales para el estudio de la biología, la bioquímica, la ciencia ambiental y la ciencia de los materiales. Los agentes oxidantes son especies que (1) oxidan otras sustancias, (2) contienen átomos que se reducen y (3) ganan (o parecen ganar) electrones. Los agentes reductores son especies que (1) reducen otras sustancias, (2) contienen átomos que se oxidan y (3) pierden (o parecen perder) electrones. Las siguientes ecuaciones representan ejemplos de reacciones redox. Los estados de oxidación se muestran arriba de las fórmulas, y los agentes oxidantes y reductores están indicados:

Las ecuaciones para las reacciones redox también se pueden escribir como ecuaciones iónicas totales e iónicas netas. Por ejemplo, la segunda ecuación también se puede escribir como:

Distinguimos entre estados de oxidación y cargas reales sobre iones indicando los números de oxidación como +n o -n en círculos justo encima de los símbolos de los elementos, y cargas reales como n+ o n- arriba y a la derecha de fórmulas de iones. Los iones espectadores, Fe3+, no participan en la transferencia de electrones. Su cancelación nos permite centrarnos en el agente oxidante, Cl2 (g), y el agente reductor, Br- (aq).

Una reacción de desproporcionación es una reacción redox en la que el mismo elemento se oxida y se reduce. Un ejemplo es:

Ejemplo 6-4. Reacciones redox Escribe cada una de las siguientes ecuaciones de unidad de fórmula como una ecuación iónica neta si las dos difieren. ¿Cuáles son reacciones redox? Para las reacciones redox, identifique el agente oxidante, el agente reductor, la especie oxidada y la especie reducida.

Planteamiento Para escribir ecuaciones iónicas, debemos reconocer compuestos que son (1) solubles en agua y (2) están ionizados o disociados en soluciones acuosas. Para determinar cuáles son las reacciones de oxidación-reducción, deberíamos asignar un estado de oxidación a cada elemento. Solución (a) De acuerdo con las pautas de solubilidad (ver Sección 6-1, Parte 5), tanto el nitrato de plata, AgNO3, como el nitrato de cobre (II), Cu (NO3)2, son compuestos iónicos solubles en agua. La ecuación iónica total y los estados de oxidación son:

Los iones nitrato, NO3 -, son iones espectadores. Al cancelarlos de ambos lados se obtiene la ecuación iónica neta:

Esta es una ecuación redox. El estado de oxidación de la plata disminuye de +1 a cero; el ion de plata se reduce y es el agente oxidante. El estado de oxidación del cobre aumenta de cero a +2; el cobre se oxida y es el agente reductor. (b) Esta reacción implica solo sólidos, por lo que no hay iones en solución, y la unidad de fórmula y las ecuaciones iónicas netas son idénticas. Es una reacción redox:

El cloro se reduce de +5 en KClO3 al estado de oxidación -1 en KCl; el agente oxidante es KClO3. El cloro se oxida desde +5 en KClO3 hasta el estado de oxidación +7 en KClO4. KClO3 es también el

agente reductor. Esta es una reacción de desproporción. Vemos que KClO3 es tanto el agente oxidante como el agente reductor. (c) Las reglas de solubilidad indican que todas estas sales son solubles e iónicas a excepción del fosfato de plata, Ag3PO4. La ecuación iónica total es:

La eliminación de los iones espectadores da la ecuación iónica neta:

No hay cambios en los estados de oxidación, por lo que esta no es una reacción redox. Reacciones de oxidación-reducción. En cualquier ecuación redox equilibrada, el aumento total en los números de oxidación debe ser igual a la disminución total en los números de oxidación. Nuestros procedimientos para equilibrar las ecuaciones redox se construyen para garantizar que se obtenga esta equivalencia. Muchas ecuaciones redox se pueden equilibrar mediante una simple inspección, pero debe dominar el método sistemático presentado aquí para que pueda usarlo para equilibrar ecuaciones difíciles. Todas las ecuaciones balanceadas deben cumplir dos criterios. 1. Debe haber un balance de masa. Es decir, la misma cantidad de átomos de cada clase debe aparecer en reactivos y productos. 2. Debe haber saldo de carga. Las sumas de cargas reales en los lados izquierdo y derecho de la ecuación deben ser iguales entre sí. En una ecuación de unidad de fórmula balanceada, la carga total en cada lado será igual a cero. En una ecuación iónica neta balanceada, la carga total en cada lado podría no ser cero, pero igual debe ser igual en los dos lados de la ecuación. 11-4 Balanceo de ecuaciones REDOX. Para balancear una ecuación redox, separamos y balanceamos por completo las ecuaciones que describen semirreacciones de oxidación y reducción. Luego ecualizamos el número de electrones ganados y perdidos en cada uno. Finalmente, agregamos las medias reacciones resultantes para dar la ecuación balanceada global. El procedimiento general sigue. 1. Escribe la mayor cantidad de ecuación desequilibrada posible, omitiendo los iones espectadores. 2. Construya semirreacciones de oxidación y reducción desequilibradas (estas suelen ser incompletas o desequilibradas). Muestre fórmulas completas para iones y moléculas poliatómicas. La tabulación de los estados de oxidación puede ayudarlo a identificar las semirreacciones de

oxidación y reducción. 3. Equilibre por inspección todos los elementos en cada media reacción, excepto H y O. Luego use la tabla en la Sección 11-5 para equilibrar H y O en cada media reacción. 4. Equilibre la carga en cada media reacción agregando electrones como "productos" o "reactivos". 5. Equilibre la transferencia de electrones multiplicando las medias reacciones equilibradas por enteros apropiados. 6. Agregue las medias reacciones resultantes y elimine cualquier término común. 7. Agregue las especies comunes que aparecen en el mismo lado de la ecuación y cancele cantidades iguales de especies comunes que aparecen en lados opuestos de la ecuación en cantidades iguales. Los electrones siempre deben cancelarse. 8. Verifique el balance de masa (el mismo número de átomos de cada tipo como reactivos y productos); verificar el equilibrio de carga (la misma carga total en ambos lados de la ecuación). 11-5 Adición de H+, OH- o H2O para equilibrar el oxígeno o el hidrógeno. Con frecuencia necesitamos más oxígeno o hidrógeno para completar el balance de masa para una reacción o media reacción en solución acuosa. Sin embargo, debemos tener cuidado de no introducir otros cambios en el número de oxidación o utilizar especies que no podrían estar realmente presentes en la solución. No podemos agregar H2 u O2 a las ecuaciones porque estas especies no están presentes en soluciones acuosas. Las soluciones ácidas no contienen concentraciones significativas de OH- iones. Las soluciones básicas no contienen concentraciones significativas de iones H+. En solución ácida: agregamos H+ o H2O (no agregue OH- en solución ácida). En solución básica: agregamos OH- o H2O (no agregue H+ en solución básica). El siguiente cuadro muestra cómo balancear el hidrógeno y el oxígeno.

Al equilibrar las ecuaciones redox, a menudo nos resulta conveniente omitir los iones espectadores para poder enfocarnos en los procesos de oxidación y reducción. Si es necesario,

agregamos los iones espectadores y combinamos especies para escribir la ecuación de la unidad de fórmula balanceada....