1º Ciencias - Colegio Cristo Rey de Las Rozas

1º Ciencias
REACCIONES DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN
Concepto electrónico de oxidación y de reducción
Oxidación es el proceso por el cual un reductor pierde electrones.
Reducción es el proceso por el cual un oxidante gana electrones.
No puede haber procesos de oxidación o de reducción aislados. Si una sustancia pierde
electrones (oxidación), otra debe ganarlos (reducción).
Sustancias oxidantes y reductoras
Toda reacción redox, transcurre entre una especie (o agente) oxidante y una especie
reductora.
Oxidante es toda especie química que toma electrones de otra, a la cual oxida.
Reductor es toda especie química que cede electrones a otra, a la cual reduce.
Por tanto, el oxidante, al tomar electrones, se reduce; y, a la inversa, el reductor, al
ceder electrones, se oxida.
Reductor1 + Oxidante2  Reductor2 + Oxidante1
Número de oxidación
Se define el estado de oxidación, o número de oxidación (n.o.), de un átomo en un
compuesto con enlace covalente como el número de cargas eléctricas que tendría ese
átomo si los electrones del enlace covalente se asignasen al átomo más electronegativo.
Reglas para asignar el n.o.:
1. El n.o. de cada átomo en los elementos libres (no combinados) es cero. Por
ejemplo: el Na. Al Mg, el O2, el P4,…
2. En el caso de iones monoatómicos, el n.o. coincide con su carga. Por ejemplo: el
ion O2- tiene n.o. igual a -2, Na+ tiene n.o. igual a +1. Los metales alcalinos
siempre tienen +1, los alcalino-térreos +2 y el Al +3.
3. El n.o. del oxígeno es -2, salvo en los peróxidos, que es -1.
4. El n.o. del hidrógeno es +1, salvo en los hidruros metálicos (LiH, NaH, etc) que
es -1.
5. El n.o. del fluor es siempre -1. el resto de los halógenos (Cl, Br, I) tienen
números de oxidación negativos cuando están combinados con elementos menos
electronegativos, y, por el contrario, positivos, si se combinan con elementos
más electronegativos. En el caso de los haluros, el halógeno tiene siempre -1.
6. En una molécula neutra, la suma algebraica de todos los n.o. debe ser cero. Por
tanto, en un ion poliatómico, la suma algebraica debe ser igual a la carga del ion.
7. Los n.o. no tienen porque ser números enteros y pueden tomar el valor cero (por
ejemplo, el C en HCHO).
Nenina Martín Ossorio
Química 1
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Ajuste de ecuaciones redox
Método del número de oxidación
1. Escribir la reacción completa sin ajustar. Por ejemplo:
Fe2O3 + C  Fe + CO2
2. Identificar los elementos que experimentan variación en su n.o.
+3 -2
0
0
+4 -2
Fe2O3 + C  Fe + CO2
3. Escribir las variaciones en los números de oxidación del hierro y del carbono,
ajustando las cargas en ambos miembros mediante el número de electrones
necesario.
+3
0
Fe + 3 e-  Fe
0
reducción
+4
C - 4 e-  C
oxidación
El hierro actuó de oxidante, ganó electrones y, por tanto se redujo. Y el carbono
actuó de reductor, él se ha oxidado por perder electrones.
4. Ajustar por separado en masa y carga las dos semirreacciones, igualar el número
de electrones y sumarlas:
4 Fe+3 + 12 e-  4 Fe0
reducción
3 C0 - 12 e-  3 C+4 oxidación
4 Fe+3 + 3 C0  4 Fe0 + 3 C+4
5. Obtener la ecuación molecular ajustada:
2 Fe2O3 + 3 C  4 Fe + 3 CO2
Método del ion-electrón (en medio ácido)
1. Escribir la reacción completa sin ajustar. Por ejemplo:
HNO3 + Cu  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
2. Identificar los elementos que experimentan variación en su n.o.
-6
n.o. +1+5-2
0
+10 -12
+2 +5 -2
-4
+4-2
+1-2
HNO3 + Cu  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
3. Identificar las especies oxidante y reductora. Al estar en disolución acuosa, la
especie reductora sería el Cu, que se oxida a Cu+2 (par conjugado Cu2+ / Cu).
La especie oxidante sería el ion NO3-, ya que en agua, el HNO3 está disociado
en NO3- y H+ (par conjugado NO3- / NO2).
Nenina Martín Ossorio
Química 2
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4. Escribir las semirreacciones que experimentan los dos pares redox:
NO3-  NO2 reducción
Cu  Cu2+ oxidación
5. Ajustar por separado
ser:
-
en masa y carga las dos semirreacciones. El orden puede
ajustar los oxígenos añadiendo moléculas de agua
ajustar los hidrógenos añadiendo H+
añadir electrones donde corresponda
NO3- + 2 H+ + 1 e-  NO2 + H2O
Oxidante (se reduce)
Cu
Reducción
Forma reducida
- 2 e-  Cu2+
Reductor (se oxida)
Oxidación
Forma oxidada
6. Igualar en ambas semirreacciones el número de electrones y sumarlas. Se
obtiene así la reacción iónica ajustada. En este ejemplo multiplicamos la 1ª
ecuación por 2.
2 NO3- + 4 H+ + 2 e-  2 NO2 + 2 H2O
Reducción
2+
Cu
- 2 e  Cu
Oxidación
2 NO3- + Cu + 4 H+  2 NO2 + Cu2+ + 2 H2O R. iónica ajustada
7. Obtener la ecuación molecular ajustada.
4 HNO3 + Cu  Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Nenina Martín Ossorio
Química 3