Reacciones Redox

Unidad 5: Oxidación-Reducción

I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
CONTENIDOS.
1.2.-

Estado de oxidación.
Concepto de oxidación y reducción.
2.1. Oxidantes y reductores.

3.-

Ajuste de ecuaciones redoxpor el método del ión-electrón. Estequiometría.
3.1. Reacciones en medio ácido.
3.2. Reacciones en medio básico.

4.5.-

Valoraciones de oxidación-reducción.Pilas electroquímicas (células galvánicas).
5.1. Tipos de electrodos.
5.2. Pilas Daniell
5.3. Pilas y baterías comerciales.

6.-

Potenciales de reducción estándar. Escala de potenciales.
6.1. Determinación del voltaje de una pila electroquímica.
6.2. Electrodo de hidrógeno. Pilas con hidrógeno.
6.3. Espontaneidad de los procesos redox.

7.-

Electrólisis.
7.1. Aplicaciones.
7.2.Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.
7.3. Ecuación de Faraday.

8.-

Aplicaciones industriales de procesos redox:
8.1.
8.2.
8.3.
8.4.

Electrólisis del cloruro de sodio.
Siderurgia y obtención de metales.
Corrosión.
Protección catódica.

ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) (O NÚMERO DE OXIDACIÓN).
“Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlacesfueran 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 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 vecescoincide.
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 el resto de los
casos que son la mayoría.
• Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.

F. Javier Gutiérrez Rodríguez

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I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)

Ejemplos
CO2: el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería
“+4” y la del O “–2” ⇒ E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2.
El S tieneestados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones
de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O).
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
Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.

DEFINICIÓN DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.
El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno.
Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la
proporción de oxígeno.
Actualmente, ambos conceptos no van ligados a lamayor o menor presencia de
Oxígeno. Se utilizan las siguientes definiciones:
• OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).
• REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).
Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.
Ejemplos:
a) Siintroducimos un 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).
Imagen cedida por © Grupo ANAYA S.A.
Química 2º de Bachillerrato

F. Javier Gutiérrez Rodríguez

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