Redox

Oxidación
Fe
+ O2
+ H2O

FeO(OH) + HO-
REACCIONES REDOX
OXIDACIÓN
Incremento en la
proporción de átomos
de oxígeno en un
compuesto.
C + O2  CO2
REDUCCIÓN
Disminución en la
proporción de
átomos de oxígeno
en un compuesto.
CO2 + H2  CO + H2O
REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE
ELECTRONES
(Reacciones Redox)




OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación)
Cu → Cu2+ + 2e–
REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación)
Ag+ + 1e– →Ag
Siempre que se produce una oxidación debe
producirse simultáneamente una reducción.
Cada una de estas reacciones se denomina
hemirreacción.
Estado de oxidación (E.O.)
(o número de oxidación)



“Es la carga que tendría un átomo si todos sus
enlaces fueran iónicos”.
En el caso de enlaces covalentes polares habría que
suponer que la pareja de electrones compartidos
están totalmente desplazados hacia el elemento
más electronegativo.
El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene
un átomo, aunque a veces coincide.
Asignación de estados de oxidación


Un elemento no combinado con otros (en estado
neutro) tienen E.O. = 0.
La suma de los E.O. de todos los átomos en una
especie es igual a su carga total.
Asignación de estados de oxidación



El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas
tiene E.O. = –2. Puede formar peróxidos (O22-),
superóxidos (O2-) y ozónidos (O3-).
El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros
metálicos y +1 en el resto de los casos que son la
mayoría.
Los metales formando parte de moléculas tienen
E.O. positivos. Los elementos del grupo 1 y 2 tienen
E.O. = 1 y 2 respectivamente.

El azufre (S) tiene E.O. = +2, +4 y +6 según
comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un
elemento más electronegativo (por ejemplo O). Si
forma un sulfuro tiene E.O. = -2.
Ejemplos
Calcular los E.O. del todos los átomos en
ZnSO4 , SO2 , CO2 , HClO3 , Cr2O72-
Cu +AgNO3
Introducimos un electrodo
de cobre en una disolución
de AgNO3
 Espontáneamente el cobre
se oxidará pasando a la
disolución como Cu2+ y la
Ag+ de la misma se reducirá
pasando a ser plata metálica:

Cu → Cu2+ + 2e–
(oxidación)
Ag+ + 1e– → Ag
(reducción)
Zn + Pb(NO3)2
Introducimos una lámina
de cinc en una disolución de
Pb(NO3)2.
 La lámina de Zn se
recubre de una capa de
plomo:

Zn →Zn2+ + 2e–
(oxidación)
Pb2+ + 2e–→ Pb
(reducción).
Ejemplo
Comprobar que la reacción de formación de hierro
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
es una reacción redox.
Indicar los E.O. de todos los elementos antes y
después de la reacción.
Agentes oxidantes y reductores
Haz lo que yo digo
pero no lo que yo hago
Agente oxidante
Sustancia capaz de oxidar a otra. Se reduce.

Agente reductor
Sustancia capaz de reducir a otra. Se oxida.

Ejemplo
Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2 Ag
Oxidación:
Reducción:
Zn (reductor) → Zn2+ + 2e–
Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag
Ejemplos
Formule, complete y ajuste las siguientes
reacciones, justificando de que tipo son:
a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco, para
dar cloruro de amonio.
b) Descomposición térmica del carbonato
cálcico en óxido de calcio y dióxido de
carbono.
c) Cloro más sodio para dar cloruro de sodio.
d) Ácido sulfúrico más zinc metal para dar
sulfato de zinc e hidrógeno.
Ajuste de reacciones redox
Método del ion-electrón
Conservación de la masa
Conservación de la carga

Hay que escribir las dos hemirreacciones que
tienen lugar y después igualar el nº de e– de
ambas, para que al sumarlas los electrones
desaparezcan.
Etapas en el ajuste redox
Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag
1. Identificar los átomos que cambian su E.O.
2. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que
existan realmente en disolución ajustando el nº de
átomos.
3. Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar
las dos hemirreacciones, éstos desaparezcan.
4. Escribir la reacción química completa utilizando los
coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o
iones que no intervienen directamente en la reacción
redox.
5. Comprobar que la reacción quede equilibrada.
Ajuste de reacciones en disolución acuosa
ácida o básica.
Si hay iones poliatómicos con O, el ajuste se complica
pues aparecen también H+, OH– y H2O.
En medio ácido:
Los átomos de O que se pierdan en la reducción
forman agua (los que se ganen en la oxidación
provienen del agua). Los átomos de H provienen del
ácido.
En medio básico:
Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o
pierdan en la reducción) provienen de los OH–,
necesitándose tantas moléculas de H2O como
átomos de oxígeno se ganen o pierdan.
Ejemplo
Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
1.
2.
3.
4.
5.
Identificar los átomos que cambian su E.O.
Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que
existan realmente. Completar con H+ y/o H2O.
Ajustar el nº de electrones para que desaparezcan.
Escribir la reacción química completa.
Comprobar que la reacción quede equilibrada.
Ejemplo
Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
1. Identificar los átomos que cambian su E.O.
2. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que
existan realmente. Completar con HO- y/o H2O.
3. Ajustar el nº de electrones para que desaparezcan.
4. Escribir la reacción química completa.
5. Comprobar que la reacción quede equilibrada.
Caso particular
La oxidación de tiosulfato (S2O32-) a tetrationato
(S4O62-) es más fácil de plantear empezando con el
balance de carga.
2 S2O32-  S4O62- + 2 eEjercicio:
Valoración o titulación redox




Es similar a la valoración ácido base.
Hay que determinar el número de moles de especie
oxidante y reductora que reaccionan entre sí.
El nº de moles de e− que pierde el oxidante es igual a
los que gana el reductor.
Se necesita conocer qué especies químicas son los
productos y no sólo los reactivos.
Ejemplo
Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO4 acidulada con
H2SO4 con 30 ml de KMnO4 0,25 M. ¿Cuál será la
concentración molar de la solución de FeSO4 si el MnO4– pasa
a Mn2+?
1. Identificar los átomos que cambian su E.O.
2. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que existan
realmente. Completar con H+ y/o H2O.
3. Ajustar el nº de electrones para que desaparezcan.
4. Escribir la reacción química completa.
5. Comprobar que la reacción quede equilibrada.
6. Calcular los moles de MnO4-.
7. Calcular los moles de Fe2+ (según estequiometría)
8. Calcular la concentración de la solución original de FeSO4
Equivalente Químico
para reacciones Redox
Peso Equivalente (Peq) de un elemento es la masa
del elemento capaz de combinarse con 8 g de oxígeno
o con 1g de hidrógeno o con un equivalente de otro
elemento.
Peq
REDOX
= PM / n° de electrones participantes
EQ (oxidante) = EQ (reductor)
Para saber cual es la masa equivalente, además de
saber de qué sustancia se trata, es necesario conocer
en qué sustancia se transforma (hemirreacción).
Ejemplo
Calcular los pesos equivalentes del oxidante y del reductor de
la reacción de FeSO4 acidulada con H2SO4 con KMnO4.
1.
2.
3.
Identificar los átomos que cambian su E.O.
Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que
existan realmente. Completar con H+ y/o H2O.
Calcular el PeqREDOX = PM / n° de electrones participantes.
Ejemplo
Se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido
clorhídrico y se obtienen, entre otros productos, cloruro de
manganeso (II) y cloro molecular. (a) Ajuste y complete la
reacción. (b) Calcule los pesos equivalentes del oxidante y
del reductor. (c) Calcule el volumen de Cl2, medido en CNTP,
a obtener a partir de 100 g de KMnO4 con exceso de HCl.
1. Identificar los átomos que cambian su E.O.
2. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que
existan realmente. Completar con H+ y/o H2O.
3. Ajustar el nº de electrones para que desaparezcan.
4. Escribir la reacción química completa. OJO con el HCl
5. Comprobar que la reacción quede equilibrada.
6. Calcular el PeqREDOX=PM/n° de electrones participantes.
7. Suponer al Cl2 como un gas ideal (1 mol ocupa 22.4 l en
CNTP)
Tendencia a oxidarse o reducirse
Descripción cualitativa del poder reductor u oxidante
MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE
MAYOR PODER REDUCTOR
XRED/XOX
YRED/YOX
ZRED/ZOX
MAYOR TENDENCIA A REDUCIRSE
MAYOR PODER OXIDANTE
Ejemplo
En el
A2+
A2+
A +
laboratorio
+
B+
+
C2+
C2+ 
se realizaron los siguientes reacciones:

B
+
A3+

no reacciona
C
+
A2+
Predecir que ocurrirá con las siguientes mezclas:
A3+ +
A

B
+
C2+ 
A
+
C

A3+ +
C

B+
+
A3+ 
1.
Elegir el orden para la respuesta.
MAYOR PODER REDUCTOR
MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE
Especie REDUCIDA
2.
Identificar las especies presentes
A, A2+, A3+, B, B+, C, C2+
3.
Identificar la relaciones entre las especies
A  A2+
A2+  A3+
B  B+
C  C2+
4.
Empezar con las reacciones conocidas.
A2+ + B+  B + A3+
A2+ puede reducir a B+
B
<
A2+
A2+ + C2+  no reacciona
A2+ NO puede reducir a C2+
A2+
<
C
A
+ C2+  C + A2+
A puede reducir a C2+
C
<
A
B
<
A2+
<
C
<
MAYOR PODER REDUCTOR
MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE
Especie REDUCIDA
A
B
<
A2+
<
C
<
A
MAYOR PODER REDUCTOR
MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE
Especie REDUCIDA
5. Analizar cada reacción usando el orden anterior
A3+
B
A
A3+
B+
+
+
+
+
+
A
C2+
C
C
A3+





2 A2+
NO REACCIONA
NO REACCIONA
A2+ +
C2+
NO REACCIONA