Redox

Oxidación:
Tradicionalmente llamamos oxidación a la combinación de un elemento con el
oxígeno, dando lugar a lo que se conoce como óxido.
P.e. :
2 Mg(s) + O2 (g) ⇒ 2 MgO(s) Óxido de Magnesio
2 Fe(s) + O2 (g) ⇒ 2 FeO (s) Óxido Ferroso
2 FeO(s) + O2(g) ⇒ 2Fe2O3(s) Óxido Férrico
Concepto electrónico de la oxidación (concepto iónico)
La reacción : 2 Mg(s) + O2 (g)
⇒ 2 MgO(s) se explicaría :
2 Mg(s) → 2 Mg2+ + 4 e - ( El Mg pierde electrónes )
( El O2 capta los 4 electrónes )
O2 + 4 e - → 2 O22 Mg(s) + O2 (g) + 4 e -
La reacción
Fe(s)
⇒
+ Br2 (g)
2 Mg2+ +
2O2- + 4 e-
FeBr2
se formaría:
⇒
(s)
Fe →
Fe(s)
+ Br2 (g)
⇒
FeBr2
2 MgO(s)
Fe2+ + 2e -
(s)
Br2 + 2e
Fe(s)
⇒
+ Br2 (g) + 2e- ⇒ Fe2+ + 2Br- + 2e -
⇒
-
→ 2BrFeBr2
(s)
Reducción
Cuando un cuerpo pierde Oxígeno, o bien, se tranforma en otro con menor
proporción de él.
P.e. :
Q
2HgO(s)
2Hg(l) + O2 (g)

→
CuO(s) + H2 ⇒
Cu(s) + H2O (g)
Tambiénse llama reducción a la ganancia de Hidrógeno.
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En General
Oxidación: Es una transformación química en la cual, una especie química
“pierde electrones”, o “cede electrones”, o genera electrones; p.e. :
Na ⇒ Na + + 1e- ,, H2 ⇒ 2H+ + 2eTiene lugar en el ANODO.
La substancia que causa la oxidación de otra, se llama OXIDANTE.
Reducción:Es una transformación química en la cual una especie “gana
electrones”, o gana Hidrógeno, o se hace mas negativa, o consume electrones;
p.e.:
S + 2e- ⇒ S 2I2 + 2e- ⇒ 2 ITiene lugar en el CÁTODO.
La substancia que causa la reducción de otra se llama REDUCTOR.
Ejemplos:
C +
O2
⇒
CO2 ⇒ C +
CO2
O2
OXIDACIÓN
REDUCCIÓN
Na2SO3 + 1/2 O2 ⇒ Na2SO4
OXIDACIÓN
Na2SO4 ⇒ Na2SO3 + 1/2 O2
REDUCCIÓN
CH3-CH2OH + 1/2 O2
CH3-COOH + H2O
⇒
⇒
CH3-COOH + H2O OXIDACIÓN
CH3 – CH2OH
REDUCCIÓN
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ESTADO DE OXIDACIÓN
1) Para substancias monoatómicas, el nº de oxidación o estado de oxidación es:
Nº atómico – Nº de e- orbitales = Carga neta del átomo
2) El estado de oxidación de todos los elementos en cualquier forma
alotrópica es ( estado natural) es cero.
3) El estado de oxidación del Oxígeno es ( -2 ) excepto en los peróxidos,
ozónidos, fluoruro de oxígeno.
4) El estado de oxidación del Hidrógeno es ( +1 ) en todos sus compuestos
excepto en los que forma con los metales donde es (-1).
5) El índice redox de los metales combinados coincide con la valencia iónica.
6) Todos los estados de oxidación se escogen para que la Σ de los estados
de oxidación sea igual a l carga neta de la molécula o ión.
+2
-12
Zn(NO3)2
+2
Para deducir N : -12 + 2x +2 =0 ⇒ x= 10/2 = +5
-8
CaMnO4
Para deducir Mn: -8 + 2 = +6
(NH4)NO2-4
NO2-4 : X + (-4) = -1 ⇒ x = +3 ⇒ N = +3
NH4+ : x + 4 = +1 ⇒ x = -3 ⇒ N = -3
ClO- ⇒ Cl = +1
NO2- ⇒ N = +3
ClO- +
NO2- ⇒ NO3- + ClNO3- ⇒ N = +5
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REDOX
El reductor “cede” electrones reduciendo al otro, y él se oxida.
El oxidante “gana” electrones, oxida al otro y él se reduce.
“ Oxidante Mangante, Reductor Benefactor”
Ox1 + Red2
⇒ Red1 + Ox2
Ejemplos:
1)
Cu + HNO3 ⇒ Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
Oxidante: 2N+5 + 2e- ⇒ 2N4+ ( Se ha reducido) Semireacción de REDUCCIÓN
Reductor: Cu - 2e- ⇒ Cu2+ ( Se ha oxidado ) Semireacción de OXIDACIÓN
2)
Zn +
Cu2+
⇒
Zn2+
+
Cu
Gana electrones, se reduce
Pierde electrones, se oxida
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3)
Hg(NO3)2 + Cu ⇒ Hg + Cu(NO3)
R. de Reducción: Hg2+ + 2e- ⇒ Hg
Queda reducido
Oxidante
R. de Oxidación: Cu – 2e- ⇒ Cu2+
Queda oxidado
Reductor
4)
ClO- + NO2-
⇒ NO3- + Cl-
El Cl ( + I ) en el ClO- pasa a a Cl ( - I ) en el Cl- ⇒ gana electrones ⇒ queda
reducido.
El N ( + III ) del NO2- pasa a N ( + V ) en el NO3- ⇒ pierde electrones ⇒
queda oxidado.
5)
2 P + 5 H2SO4
⇔ 2 H3PO4 + 5 SO2 + 2 H2O
P( 0 ) ⇒ P( +5 ) ⇒ ha perdido 5 el⇒ oxidación: el P se ha oxidado y él
es el reductor.
S (+6 ) ⇒ S ( +4 ) ⇒ ha
ganado 2 el- ⇒ redución:
el S se ha reducido y él es
el oxidante
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