Quimica

CONCEPTOS
Las reacciones de óxido-reducción
involucran intercambio de electrones.

o

redox

Una reacción es de oxidación cuando una sustancia
pierde electrones y de reducción cuando una
sustancia gana electrones.
En virtud del principio de electroneutralidad de la
materia, es evidente que en una reacción de este
tipo los electrones puestos en libertad por la
sustancia que seoxida deben ser consumidos a la
misma velocidad por la que se reduce.

Patricia M Carranza

En otros términos, no puede haber reacción de
oxidación si no hay simultáneamente una de
reducción.
El conjunto de estas dos semirreacciones toma el
nombre de reacción de óxido-reducción o redox.
Ejemplo:
Reacción de oxidación Fe+2  Fe+3 + 1 eReacción de reducción Hg+2 + 2e-  Hg

Lasemirreacción que implica la pérdida de
electrones se llama reacción de oxidación y la
semirreacción que implica la ganancia de
electrones se llama reacción de reducción.
reducción.
Patricia M Carranza

La sustancia que se oxida, es decir la que
pierde o cede sus electrones, se denomina

reductora o agente reductor y la que se
reduce, es decir la que gana o acepta los
electrones

se

llamaoxidante

o

agente

oxidante.

Patricia M Carranza

Números de oxidación
Es conveniente introducir el concepto de número de
oxidación para usarlo como una herramienta de
comprensión del intercambio de electrones en las
reacciones redox.
Los números de oxidación o estado de oxidación son
números que expresan la cantidad de carga que posee
un átomo en una molécula (o en uncompuesto iónico)
si los electrones fueran transferidos completamente.
Se puede definir las reacciones redox, como:
Un elemento se oxida si aumenta su número de
oxidación y un elemento se reduce si disminuye su
número de oxidación.
oxidación.

Patricia M Carranza

Transferencia de
electrones
Oxidación
Reducción
Agente reductor
Agente oxidante
Sustancia oxidada
Sustancia reducidaCambio en el n°
n°
de oxidación

Pierde electrones

Aumento

Gana electrones

Disminución

Dador de electrones

Aumento

Aceptor de electrones

Disminución

Pérdida de electrones

Aumento

Ganancia de electrones

Disminución
Patricia M Carranza

Patricia M Carranza

Resumen de las reglas:
1. En los elementos libres, no combinados, cada
átomo tiene un número deoxidación de cero. Por
lo tanto en H2, Na, He, K, S8 etc. tiene el mismo
número de oxidación, cero.
2. Para los iones de un solo átomo, el número de
oxidación es igual a la carga del ion.
3. El número de oxidación del oxígeno en la
mayoría de los compuestos es -2, pero en los
peróxidos es -1 y en los superóxidos es -1/2.
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1,
excepto cuando formahidruros metálicos, es -1.
Patricia M Carranza

5. El flúor tiene -1 en todos sus compuestos.
Los otros halógenos (Cl, Br y I) tienen números
de oxidación negativos cuando forman
compuestos como los haluros. En combinación
con el oxígenos son positivos +1, +3, +5 y +7.
6. En una molécula neutra, las suma de los
números de oxidación de todos los átomos
debe ser cero. En un ión poliatómico lasuma
de los números de oxidación de todos sus
elementos debe ser igual a la carga neta del
ion.
Patricia M Carranza

BALANCEO DE LAS ECUACIONES REDOX
Ejemplo:
FeCl3 + SnCl2 

FeCl2 + SnCl4

1. Se identifican las especies que cambian su estado
de oxidación.
Fe+3
Sn+2




Fe+2
Sn+4
Patricia M Carranza

2. Se escriben las dos semirreacciones, teniendo en
cuenta lascantidad de e- intercambiados, es decir
se agregan e- a ambos lados de cada semireacción
para balancear las cargas.

Recordar que los electrones tienen carga negativa.
Fe+3 +

1 e-

Sn+2



Fe+2



Sn+4 + 2 e-

reducción
oxidación

Patricia M Carranza

3. Es necesario que se igualen el número de electrones
de ambas semireacciones para balancear las cargas
por lo tanto se...