ANALITICA II REDOX copia

Oxidacion reducción

• Juan jhonatan Silupu Rosado

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 electronescompartidos 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.

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.

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DEFINICIÓN DE OXIDACIÓN Y
REDUCCIÓN.
OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento
en el número de oxidación).
• REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o
disminución en el número de oxidación).

Ejemplo:
Comprobar que la reacción 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.

Reducción: El Fe disminuye suE.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 los 4 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

AJUSTE DE REACCIONES REDOX
(MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN)
• Se basa en la conservación tanto de la masa
como de la carga (los electrones que se pierden
en la oxidación son los mismos que los que se
ganan en la reducción). Se trata de escribir las
dos semirreacciones que tienen lugar ydespués
igualar el nº de e– de ambas, para que al
sumarlas los electrones desaparezcan.

Etapas en el ajuste redox
Ejemplo:
Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag
Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.
Zn(0) → Zn(+2); Ag (+1) → Ag (0)
Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o
iones que existan realmente en disolución ajustando
el nº de átomos: (Zn, Ag+, NO3–, Zn2+, Ag)
Oxidación: Zn → Zn2+ +2e–
Reducción: Ag+ + 1e– → Ag

Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma
que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan. En el ejemplo se consigue
multiplicando la segunda semirreacción por 2.
Oxidación: Zn → Zn2+ + 2e–
Reducción: 2Ag+ + 2e– → 2Ag
R. global: Zn + 2Ag+ + 2e– → Zn2+ + 2Ag + 2e–

Cuarta: Escribir la reacción química completa
utilizando los coeficientes hallados yañadiendo las
moléculas o iones que no intervienen directamente
en la reacción redox (en el el ejemplo, el ion NO3–) y
comprobando que toda la reacción queda ajustada:
Zn + 2 AgNO3 → Zn(NO3)2 + 2 Ag Si la reacción se
produce en disolución acuosa, aparecen iones
poliatómicos con O (ej SO42–), y el ajuste se complica
pues aparecen también iones H+, OH– así como
molé- culas de H2O.

Ajuste redox en medioácido.
En medio ácido los átomos de O que se pierdan en la
reducción van a parar al agua (los que se ganen en la
oxidación provienen del agua). Los átomos de H
provienen del ácido.
Ejemplo:
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O.
+1+7 –2 +1+6 –2 +1–1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

Primera: Identificar los átomos que
cambian su E.O
Moléculas o...