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REACCIONES
REACCIONES DE
DE OXIDACIÓN
OXIDACIÓN
REDUCCIÓN
REDUCCIÓN

Química
Química2º
2ºbachillerato
bachillerato
1

Oxidación es el proceso en el que
un elemento o compuesto gana
oxígeno
2Ca + O2

2CaO

El Ca se oxida, ya que gana oxígeno
Ambos procesos pueden darse
simultáneamente:

Reducción es el proceso en el
que un elemento o compuesto
pierde oxígeno
CoO + 2H2
Co + H2O
El Co se reduce, yaque pierde
oxígeno

2Fe2O3 + 3C

4Fe + 3CO2

El hierro se reduce (pierde oxígeno) y el carbono se oxida (gana oxígeno)
Oxidación es el proceso en el cual
una especie química pierde
electrones
Mg
Mg2+ + 2eEl Mg se oxida ya que pierde
electrones
Agente reductor: cede e- (se
oxida)

Reducción es el proceso en el que
alguna especie química gana
electrones
S + 2eS2El S se reduce ya que ganaelectrones
Agente oxidante: gana e- (se
reduce)

“El oxidante es un mangante y el reductor es un perdedor”

2

Por ejemplo:

Mg + S

MgS

El magnesio es el agente reductor; cede electrones (se oxida), reduciendo
al azufre
El azufre es el agente oxidante; acepta electrones (se reduce), oxidando al
magnesio
En las reacciones redox, el reductor se oxida y el oxidante se reduce

•
•
•
•
•
•

OXIDACIÓN: Pérdidade electrones
(o aumento en el número de oxidación).
Ejemplo:
Ejemplo Cu  Cu2+ + 2e–
REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
Ejemplo:
Ejemplo Ag+ + 1e– Ag
Siempre que se produce una oxidación debe producirse
simultáneamente una reducción.
reducción
Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.
semirreacción

3

Ejemplo: Cu +AgNO3
•

Introducimosun 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).

•

Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2
•
•
•

Al introducir una lámina de cinc en una disolución
de Pb(NO3)2.
La lámina de Zn se recubre deuna capa de plomo:
a) Zn Zn2+ + 2e– (oxidación)

•

b) Pb2+ + 2e– Pb (reducción).

4

NÚMERO
NÚMERO DE
DE OXIDACIÓN
OXIDACIÓN
Es la carga que un átomo tendría si los electrones de cada uno de los enlaces
que forma perteneciesen exclusivamente al átomo más electronegativo

“Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos”.
•
•

En el caso de enlaces covalentes polares habríaque suponer que la pareja de electrones
compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.
El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.
• Cualquier elemento, cuando no está combinado con átomos de otro elemento
diferente, tiene un nº de oxidación igual a cero

Atomos neutros libres, moléculas homonucleares y metales sincombinar (H2, O2,
P4, Na, Cu,…)

•
•
•

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 el
resto de los casos que son la mayoría.
Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.

5

• En iones monoatómicos el nº de oxidación es la carga real del ión
En el NaCl, compuesto formado por Na+ y Cl-, losnúmeros de oxidación son:
Na+ = +1; Cl- = -1
En el caso del ion Fe3+, el número de oxidación es +3
• En compuestos, la suma de los nos de oxidación de todos los átomos es
igual a cero
En el H2SO4:

(S: +6); (H: +1); (O: -2)



2·(+1) + (+6) + 4·(-2) = 0

• En iones poliatómicos la suma de los nos de oxidación debe ser igual a la
carga total del ion
En el (ClO4)-:

(Cl: +7); (O: -2)



+7 + 4 · (-2) =-1

•Metales alcalinos (IA): +1. Al combinarse ceden su e- de valencia:
NaH : H-1 (-1), Na+1 (+1)
•Metales alcalino-térreos (IIA): +2. Al combinarse ceden sus 2e- de valencia:
MgH2: H-1 (-1), Mg+2 (+2)

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•Flúor (es el elemento más electronegativo): -1
NaF: Na+1 (+1), F-1 (-1)
•Oxígeno (el segundo elemento más electronegativo):

-2 casi siempre CaO: Ca+2 (+2), O-2 (+2)
+1 en peróxidos H2O2:...