Diferencia entre revisiones de «Reducción-oxidación»
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Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.
=== Oxidación ===
[[Archivo:Rust.jpg|thumb|Oxidación del [[hierro]].]]
La '''oxidación''' es una [[reacción química]] donde un compuesto cede [[electrones]], y por lo tanto aumenta su [[estado de oxidación]].
Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.
Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.
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 [[electronegatividad|electronegativo]], casi como el [[flúor]].
La sustancia más oxidante que existe es el [[catión]] KrF<sup>+</sup> porque fácilmente forma Kr y F<sup>+</sup>.
Entre otras, existen el KMnO<sub>4</sub>, el Cr<sub>2</sub>O<sub>7</sub>, el [[agua oxigenada]] (H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>), el [[ácido nítrico]] (HNO<sub>3</sub>), los [[hipohalito]]s y los [[halato]]s (por ejemplo el [[hipoclorito sódico]] (NaClO) muy oxidante en medio [[alcalino]] y el [[bromato potásico]] (KBrO<sub>3</sub>)). El [[ozono]] (O<sub>3</sub>) es un oxidante muy enérgico:
:Br<sup>−</sup> + O<sub>3</sub> → BrO<sub>3</sub><sup>−</sup>
El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de [[electrones]] se da mediante la adquisición de átomos de [[oxígeno]] (cesión de [[electrones]]) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de [[oxígeno]] de por medio, por ejemplo, la oxidación de [[yoduro de sodio]] a [[yodo]] mediante la reducción de [[cloro]] a [[cloruro de sodio]]:
:2 NaI + Cl<sub>2</sub> → I<sub>2</sub> + 2 NaCl
Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:
* 2I<sup>−</sup> → I<sub>2</sup> + 2 e<sup>−</sup>
* Cl<sub>2</sup> + 2 e<sup>−</sup> → 2 Cl
;Ejemplo
El [[hierro]] puede presentar dos formas oxidadas:
* [[Óxido ferroso]]: FeO.
* [[Óxido férrico]]: Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>
=== Reducción ===
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En medio ácido, los Hidronios y el agua son añadidos a las semirreacciones para balancear la ecuación final.
Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de
Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.
Ecuación sin balancear:
:<math> Mn^{+2}_{(aq)} + NaBiO_{3(s)} \to Bi^{+3}_{(aq)} + MnO^{-}_{4(aq)} </math>
:Oxidación :<math>Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + 5 e^- </math>
:Reducción :<math>2e^- + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)}</math>
Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.
:Oxidación: <math>\color{BlueViolet}4H_2O\color{Black} + Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + \color{BlueViolet}8 H^{+}_{(aq)} \color{Black} + 5 e^-</math>
:Reducción: <math>2e^- + \color{BlueViolet}6H^+\color{Black} + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)} + \color{BlueViolet}3H_2O\color{Black}</math>
Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reaccion de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.
:Oxidación: <math>( 4H_2O + Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + 8 H^{+}_{(aq)} + \color{OliveGreen}5 e^-\color{Black} ) \color{Orange}\times 2\color{Black}</math>
:Reducción: <math>( \color{Orange}2e^-\color{Black} + 6H^+ + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)} + 3H_2O ) \color{OliveGreen}\times 5\color{Black} </math>
Al final tendremos:
:Oxidación: <math>8H_2O + 2Mn^{+2}_{(aq)} \to 2MnO^{-}_{4(aq)} + 16 H^{+}_{(aq)} + 10 e^-</math>
:Reducción: <math>10e^- + 30H^+ + 5BiO^{-}_{3(s)} \to 5Bi^{3+}_{(aq)} + 15H_2O</math>
Como se puede ver, los electrones estan balanceados, asi que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.
<math>
\underline{
\left .
\begin{array}{rcl}
8H_2O + 2Mn^{+2}_{(aq)} \to 2MnO^{-}_{4(aq)} + 16 H^{+}_{(aq)} + 10 e^- \\
10e^- + 30H^+ + 5BiO^{-}_{3(s)} \to 5Bi^{3+}_{(aq)} + 15H_2O
\end{array}
\right \Downarrow +
}
</math>
<math>
14H^+_{(aq)} + 2Mn^{+2}_{(aq)} + 5NaBiO_{3(s)} \to 7H_2O + 2MnO^{-}_{4(aq)} + 5Bi^{3+}_{(aq)} + 5 Na^+_{(aq)}
</math>
=== Medio básico ===
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