Reacciones de oxidacion

Reacciones de Oxidación – Reducción
Lic. Anel Adames S
REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN (REDOX)
Hasta ahora usted ha balanceado ecuaciones químicas sencillas por simple inspección o tanteo. Muchas
ecuaciones son demasiado complejas para que este procedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico.
Las reacciones deóxido- reducción comprenden la transferencia de electrones de unreactivo a otro, y en estos casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. Este capítulo esta dedicado a los métodos comúnmente usados para el balanceo de estas ecuaciones, a saber: el método del número de
oxidacióny el método de la media reacción (o del ión-electrón).
Antes de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones REDOX daremos unasdefiniciones importantes:
Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierdene-. En este caso el
número de oxidación de la especie que se oxida tiende a aumentar.
Ejemplo:
Fe0
Fe2+ + 2e-
(Oxidación)
o
C
C+4
+
4e-
(Oxidación)
SO32-
SO42- + 2e-
(Oxidación)
Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganane-. Eneste caso el
número de oxidación de la especie que reduce disminuye.
Ejemplo:
NO31- + 2e-
NO21-
(Reducción)
N+5
+ 2e-
N+3
(Reducción)
Cl20
+ 2e-
2Cl1-
(reducción)
Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (ganae-) provocando la oxidación de otra.
Ejemplo: el hierro metálico (Fe0), el carbono (C0) y el sulfito de los ejemplos anteriores.
Agente Reductor:Es lasustancia que se oxida (pierdee-) provocando la reducción de otra.
Ejemplo: el nitrato, el ion N5+ y el cloro elemental (Cl20) de los ejemplos anteriores.
En una reacción REDOX siempre habrá una sustancia que se oxida (pierde e–) para que otra pueda reducirse (ganar e–), es decir, habrá un agente reductor y un agente oxidante. Algunas veces es una misma sustancia la que se oxida y se reduce a lavez, en este caso se trata de unadism utación. Muchas de las reacciones que hemos visto son realmente reacciones de oxidación – reducción, ya que si calculamos los números de oxidación de cada uno de los átomos o iones involucrados en la reacción encontraremos que a varios les ha cambiado su número de oxidación. Algunos autores tienden a clasificar los tipos de reacciones como:
ReaccionesÁcido – Base (Neutralización)
Reacciones de Precipitación (básicamente las de Doble desplazamiento)
Reacciones REDOX:
o
De Combinación
o
De Descomposición
o
De desplazamiento
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Reacciones de Oxidación – Reducción
Lic. Anel Adames S
o
Reacciones más “complejas” que las anteriores (incluyendo las de dismutación serán
estudiadas a continuación)
La única manera segura deidentificar un proceso REDOX es comparando los números de oxidación de todos los elementos presentes en los reactivos y productos, cualquier cambio en el número de oxidación garantiza que la reacción es REDOX.
Recordemos las siguientes reglas sobre el cálculo de los números de oxidación:
1) La suma de los números de oxidación de todos los átomos que forman un compuesto siempre debe ser
igual acero (Ʃ = 0).
2) La suma de los números de oxidación de todos los átomos que forman un ion poliatómico siempre debe
ser igual a la carga de dicho ion (Ʃ = carga).
3) El número de oxidación de todo elemento que se encuentre en estado libre, o sea sin combinarse con
ningún otro elemento, es cero (0). Ejemplo: Fe, Cu, H2, O2, Cl2, etc.
4) El número de oxidación del oxígeno es, por logeneral, 2 – (en los óxidos y en los iones poliatómicos). Son algunas excepciones: en el ion peróxido (O22 –) donde su número de oxidación es 1 – y en el ion superóxido (O21–) donde su número de oxidación es – 1/2.
5) El hidrógeno tiene número de oxidación igual a 1+, excepto cuando está enlazado con metales en
compuestos binarios (hidruros) donde su número de oxidación es 1 –. Ejemplo: NaH, CaH2,...