Ninguno

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5 Oxidantes y reductores
5.1
5.2
5.3
5.4

Oxidantes y reductores
Procesos rédox espontáneos
Procesos rédox no espontáneos
Potenciales normales.

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5.1 Oxidantes y reductores
Oxidación y reducción. En unareacción de oxidación-reducción o rédox existe la transferencia de uno o
Na + 1/2Cl 2. Un proceso rédox ó reacción de
más electrones de una especia a otra. Ejemplo: NaCl
célula puede ser dividido, para su estudio, en dos semisistemas o reacciones de electrodo:
Na
el Na+ se reduce, es el oxidante.
Reducción
Na+ + 1e–
1/ Cl + 1e–
el Cl– se oxida, es el reductor.
Oxidación
Cl–
22
Lareacción inversa de una reducción es una oxidación:
Na+ + 1e–
el Na se oxida, es el reductor.
Oxidación
Na
La oxidación y la reducción ocurren a la vez: no puede haber oxidación sin reducción y viceversa.
Estado de oxidación. El estado de oxidación de un átomo es un número positivo o negativo que
representa la carga que quedaría en el átomo dado si los pares electrónicos de cada enlace que formase
asignan al miembro más electronegativo del par de enlace. Convencionalmente se supone que:
a) El número de oxidación de un ión simple coincide con su carga.
b) En un elemento, el número de oxidación de los átomos es cero.
c) La suma de los números de oxidación de los átomos que constituyen un compuesto, multiplicados por
los correspondientes subíndices, es cero.
d) El número de oxidacióndel hidrógeno es I cuando se combina con elementos no metálicos y –I con
cuando se combina con elementos metálicos.
e) El número de oxidación del oxígeno es –II, salvo en peróxidos que es –I e hiperóxidos que es –1/2.
Una especie se oxida cuando alguno de sus átomos constituyentes aumenta su estado de oxidación y se
reduce cuando disminuye su estado de oxidación.
Ajuste de reacciones rédox.Una reacción rédox puede ajustarse siguiendo los siguientes pasos:
1. Localiza las especies que cambian de estado de oxidación y escribe las dos semirreacciones.
2. Ajusta cada semirreacción por separado procediendo por el orden siguiente:
a) ajusta el número de átomos cuyo estado de oxidación cambia.
b) ajusta el oxígeno añadiendo moléculas de H2O a uno de los lados de la ecuación.
c) ajustael hidrógeno añadiendo iones hidrógeno (H +).
d) ajusta la carga añadiendo electrones (el número de electrones debe corresponderse con el cambio
en el estado de oxidación).
3. Multiplica las dos ecuaciones de forma que el número de electrones ganados por una sea igual a lo
perdidos por la otra. Suma las dos ecuaciones.
4. Si la reacción se realiza en medio básico, añade iones hidróxido (OH–) a ambos lados hasta
“neutralizar” los iones hidrógeno (H +) convirtiéndolos en H2O.
5. Añade las especies espectadoras y ajústalas.
6. Comprueba el ajuste de la reacción final (número de átomos de cada especie y carga neta).
Comprueba que los coeficientes son lo más simples posible.
5.2 Procesos rédox espontáneos
Célula electrolítica. Cuando un proceso rédox no es espontáneo, puede serforzado mediante la

Tema 5: Oxidantes y reductores | 31

Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá

aplicación de un trabajo externo de tipo eléctrico. Al proceso así realizado, se le llama electrólisis. El
recipiente en el que se realiza el proceso recibe el nombre de célula electrolítica. Una célula electrolítica
(figura 5.1) está compuesta por dos electrodos de un material conductorsólido, generalmente un metal o
grafito; uno se llama cátodo y en él tiene lugar la reducción, el otro se llama ánodo y en él tiene lugar la
oxidación. El cátodo se conecta al polo – de una fuente de corriente continua y el ánodo al ⊕. Los dos
electrodos se sumergen en el electrólito que es un conductor iónico, generalmente una disolución acuosa
de iones o una sal fundida.
e–
e–
O2 (g)
H...