Quimica reacciones

REDOX/QAI/HGR

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REDOX/QAI/HGR

Equilibrio de Óxido-Reducción
Las reacciones que implican la transferencia de electrones entre las sustancias
que participan, se las conoce como reacciones de óxido-reducción o bien
simplemente como reacciones REDOX.
Antes de proceder al estudio de los equilibrios redox es necesario realizar algunas
definiciones y sobre todo conocer a profundidad elbalanceo de estas reacciones.

Definiciones:
Oxidación.- es el proceso por el cual una especie en una reacción química pierde
uno o más electrones y por lo tanto incrementa su estado de oxidación.
Reducción.- es el proceso por el cual una especie en una reacción química gana
uno o más electrones y por lo tanto reduce su estado de oxidación.
Oxidante.- es una especie capaz de oxidar a otra,por lo tanto puede adquirir
el(los) electrón(es) perdidos por esta otra especie química, por lo tanto oxida
reduciéndose.
Reductor.- es una especie capaz de reducir a otra, esto es puede ceder él(los)
electrón(es) que requiere esta otra especie química, por lo tanto reduce
oxidándose.
Como se puede deducir de lo anterior, para que un oxidante oxide, se requiere de
la presencia de un reductorque se reduzca y viceversa. Esto es para que una
reacción redox ocurra se requiere de por lo menos un oxidante y un reductor.
Ox1 + ne- ⇔ Red1
Red2 ⇔ Ox2 + neOx1 + Red2 ⇔ Red1 + Ox2
A la combinación de Ox1/Red1 y Ox2/Red2 se les conoce como pares redox. Esto
es a todo oxidante le corresponde un reductor y al revés todo reductor tiene un
oxidante asociado. Así tenemos varios pares redox:Ag2+ + e- ⇔ Ag+
H3AsO4 +2H+ + 2e- ⇔ HAsO2 + 2H2O
Br3- + 2e- ⇔ 3 BrCd2+ + 2e- ⇔ Cd↓
MnO4- + 8 H+ + 5e- ⇔ Mn2+ + 4 H2O
CH3CHO + 2H+ + 2e- ⇔ C2H5OH
Como se podrá observar al escribir las ecuaciones de estos equilibrios redox
hemos escrito los oxidantes del lado izquierdo de la ecuación y los reductores del
lado derecho. Esto tiene su justificación como se verá mas adelante.
Antes de continuarcon el estudio de los equilibrios redox, es fundamental el poder
balancear las reacciones redox. Para ello se requiere de poder asignar los estados
de oxidación (tarea: distinguir entre valencia, estado de oxidación y número de
oxidación) y después saber balanceo de óxido-reducción. Veamos:

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Estados de oxidación
El estado de oxidación representa la carga real o aparentede un átomo, sólo o
dentro de un ión o molécula, cuando en un ión o molécula existen dos o más
átomos de un mismo elemento, es común el asignar un estado de oxidación
promedio.
Es importante no confundir estado de oxidación con valencia, mientras que el
estado de oxidación es la carga real o aparente –algunas veces arbitraria- con la
que un átomo contribuye a la carga neta del ión o moléculay que por lo tanto esta
contribución puede o no ser un número entero, pero siempre tendrá una carga
asociada + o - . Por otro lado la valencia siempre es un número entero, no tiene
carga asociada y representa la capacidad de un átomo para asociarse, esto es la
capacidad para formar enlaces.
valencia
C=4
H=1
O=2

C2H2
-1
+1

Estado de oxidación
H2O2
C4H4O4
+1
+1
+1
-1
-2

Elnúmero de oxidación representa el total acumulado de los estados de oxidación
de todos los átomos de un mismo elemento presentes en un compuesto.

Método general para asignar los estados de oxidación
1. los átomos de los elementos libres, ya sean monoatómicos o poli-atómicos
en su representación molecular se les asignan estados de oxidación de
cero (0).
Ag↓, H2↑, N2↑, Cl2↑, Br2↑, S8↓estado de oxidación = 0
2. los átomos de iones monoatómicos como Ag+, Cl-, Fe2+, y S2- se les asigna
el estado de oxidación correspondiente a la carga iónica.
3. los átomos de iones poli-atómicos que involucran un solo elemento como
Hg22+, O22-, O2-, y N3- tienen estados de oxidación que representa la carga
compartida en el ión, así para los iones antes mencionados los estados de
oxidación...