como

INSTITUTO NACIONAL
DEPTO. DE QUÍMICA
REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
(REDOX)
Introducción
Las reacciones de oxidación reducción forman una parte importante del mundo que nos rodea.
Abarcan desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores de ropa
domésticos. Asimismo la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen de sus
minerales por procesosde oxidación-reducción, uno de los fenómenos cotidianos que nos acerca a
esta área de la química es la corrosión de los metales, proceso que comprenderás de manera más
científica luego de culminar esta unidad.

Fig. Nº1: Restos del buque de vapor Peter Iredale (1906) en la desembocadura del río Columbia ,
muestran los efectos de la corrosión del hierro en el agua del mar.
¿Qué es unareacción REDOX?
Existen reacciones en las que hay transferencia de partículas entre dadores y aceptores, por
ejemplo en las reacciones ácido- Base (Que viste en el nivel anterior), la neutralización entre un
ácido y una base de Brönsted implica una transferencia de protones. Una reacción de óxidoreducción involucra una transferencia de electrones entre dos especies. La especie que pierde loselectrones es quien sufre oxidación, y la especie que gana o capta electrones es quien sufre
reducción.
¿Qué hecho denota que se han transferido electrones?
Una reacción es de óxido-reducción o REDOX siempre y cuando en ella se den las reacciones de
oxidación y reducción simultáneamente, es decir, en la misma reacción una de las especies pierde
electrones (se oxida) y la otra los capta (se reduce).El hecho que demuestra que una especie se ha oxidado o reducido, es el cambio del estado de
oxidación, por lo tanto una reacción química será REDOX cuando el estado de oxidación de una
especie aumenta y el de otra especie disminuye.
¿Qué es el estado de oxidación (EDO)?
El estado de oxidación puede ser definido como la carga que se le asigna a cada átomo en una
especie neutra o iónica despuésde haber distribuido los electrones según los valores de electro negatividad de los átomos involucrados.
Una especie que se oxida, como se ha mencionado antes, pierde electrones y eso provoca un
aumento en su estado de oxidación.
Ejemplo:
En este caso es posible apreciar que Fe pasa de un estado de oxidación cero a un estado de
oxidación +2. Este aumento del EDO va acompañado de laliberación de 2 electrones.
Por su parte una especie que se reduce, gana electrones y eso provoca una disminución en su
estado de oxidación.
Ejemplo:
Aquí cobre (+2) capta 2 electrones. Esto conlleva una disminución de su estado de oxidación que
pasa de +2 a 0.

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Reglas para determinar el estado de oxidación
El estado de oxidación (EDO), que adquiere un determinado elemento, puede serdeterminada si
se tienen en cuenta las siguientes consideraciones:
a. Los elementos sin combinar (libres) tendrán un estado de oxidación igual a cero. Así el
oxígeno en la molécula de O 2, el Cloro en Cl2, el magnesio metálico (Mg), etc. Tendrán
un EDO 0.
b. El hidrógeno presenta estado de oxidación +1, excepto en los hidruros metálicos
(mezcla de un metal e hidrógeno) en donde presentará EDO-1. Ej NaH (Hidruro de
sodio).
c. El oxígeno presenta en la mayoría de sus compuestos, estado de oxidación -2, excepto
en el agua oxigenada H2O2 y otros compuestos como este llamados peróxidos, donde su
EDO será -1.
d. El estado de oxidación para iones monoatómicos tales como Na +, Cl-, Mg+2, etc, será
igual a su carga. Na = +1; Cl- =-1; Mg2+ =+2
e. El estado de oxidación de los elementosdel grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs) es +1, del grupo
IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) es +2, y del grupo III A (B, Al, Ga) es +3.
f. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos que constituyen un ión
poliatómico, es igual a la carga eléctrica que este presenta. Así en el ión Sulfato SO 42, la suma de los EDO de los elementos que lo componen S y O debe ser igual a -2, lo
mismo para el...