Nomenclatura

OXIDACIÓN-reducción
ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) (O NÚMERO DE OXIDACIÓN).
“ES LA CARGA QUE TENDRÍA UN ÁTOMO SI TODOS SUS ENLACES FUERAN IÓNICOS, ES DECIR, CONSIDERANDO TODOS LOS ENLACES COVALENTES POLARES COMO SI EN VEZ DE TENER FRACCIONES DE CARGA TUVIERAN CARGAS COMPLETAS”.
En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones compartidos estántotalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.
El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.
Principales estados de oxidación.

• Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.
• El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.
• El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos y +1 en elresto de los casos que son la mayoría.
• Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.
Ejemplos

CO2: el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2”⇒ E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2.
El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O).
Cálculo de estado de oxidación (E.O.).

La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0 y de un ion es igual a su carga eléctrica.
Ejemplo de cálculo de estados de oxidación (E.O.).

Calcular el E.O.del S en ZnSO4 E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4 (–2) = 0 ⇒ E.O.(S) = +6
 Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.
Definición de oxidación y reducción.
EL TÉRMINO OXIDACIÓN  COMENZÓ A USARSE PARA INDICAR QUE UN COMPUESTO INCREMENTABA LA PROPORCIÓN DE ÁTOMOS DE OXÍGENO.
Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en laproporción de oxígeno.
Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno. Se utilizan las siguientes definiciones:
• OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).
• REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).
Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente unareducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.
Ejemplos:
a) Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, de manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica: a) Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación); b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción).
b) Igualmente, al introduciruna lámina de cinc en una disolución de Pb(NO3)2, ésta se recubre de una capa de plomo: Zn → Zn2+ + 2e– (oxidación); Pb2+ + 2e– → Pb (reducción).
c) Al añadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se desprende H2(g) que, al ser un gas inflamable, produce una pequeña explosión al acercarle un cerilla encendida.
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Ejemplo:

Comprobar que lareacción 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.
[pic]

Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).
Oxidación: El C aumenta su  E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e– con el O a compartir los4 electrones).
Oxidantes y reductores
• OXIDANTE: ES LA SUSTANCIA CAPAZ DE OXIDAR A OTRA, CON LO QUE ÉSTA SE REDUCE.
• REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.
Ejemplo:

Reacción:      Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2Ag
Oxidación:  Zn (reductor) → Zn2+ + 2e–
Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag
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