redox

Redox

Oxidación-reducción y Electroquímica
Introducción


¿Qué son las reacciones redox?

En términos generales, estas reacciones implican cambio en el número de oxidación de uno o más átomos de
las sustancias reaccionantes. Lo anterior se produce por transferencia de electrones. También puede haber
transferencia de átomos (no se entrará en detalle respecto al mecanismo de estasreacciones).
El átomo, ión, o molécula que cede electrones, experimenta una oxidación.
El átomo, ión o molécula que capta electrones, experimenta una reducción.
El número de electrones transferido es el número de electrones cedido por la especie reductora, los cuales son
los mismos que capta la especie oxidante.
El término oxidación fue usado originalmente por los químicos para referirse a lascombinaciones de los
elementos con oxígeno. Actualmente, el sentido es más amplio, por cuanto incluye reacciones en las que no participa
el oxígeno.
El reactivo o sustancia que experimenta oxidación, cede electrones y se denomina ESPECIE
REDUCTORA o AGENTE REDUCTOR. Corresponde a la molécula o ión donde se encuentra el átomo que
aumenta su número de oxidación.
El reactivo o sustancia queexperimenta reducción, capta electrones y se denomina ESPECIE
OXIDANTE o AGENTE OXIDANTE. Corresponde al ión o molécula en la cual se encuentra el átomo que
disminuye su número de oxidación (N.O.)



Tipos de reacciones redox



Reacciones de formación de óxidos por interacción de oxígeno con metales o no metales:

N.O.



+5 2

2 KClO3 (s)
1+5 2

2 KCl (s) +
+1 1

3 O2 (g)
0Reacciones de desplazamiento de hidrógeno por metales en agua u óxidos minerales :

N.O.



P4O10 (s)

5 O2 (g)
0

Reacciones de descomposición térmica que producen uno o más elementos libres :

N.O.



P4 (s) +
0

2 Na (s) +
0

2 H2O
+1-2

2 NaOH (ac) +
+1 2+1

H2 (g)
0

Reacciones de desplazamiento del metal de un compuesto por otro metal en estado libre:N.O.

Zn (s) +
0

CuSO4 (ac)
+2+6-2

ZnSO4 (ac) +
+2+6-2

Cu(s)
0

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Universidad de Santiago de Chile

Redox



Reacciones de desplazamiento de haluro por halógeno:

N.O.



Cl2 (g) +
0

2 KCl (ac) +
+1-1

2 KBr (ac)
+1-1

Br2(l)
0

Reacciones de dismutación odesproporción, en las que un mismo com puesto se comporta como
oxidante y reductor:

N.O.

Cl2 (g) +
0

2 KOH (ac)
+1-2+1

KClO (ac) +
+1+1-2

KCl (ac)
+1-1

+H2O(l)
+1-2

Hay muchos ejemplos prácticos de reacciones de oxidación-reducción:
La corrosión de envases de conservas expuesto s a la intemperie o de metales expuestos en zonas costeras
húmedas salinas.
El cambioexperimentado en generadores de corriente eléctrica como pilas o baterías de uso corriente.
Procesos de transferencia de electrones de importancia industrial como la elec trólisis para la obtención de
metales (Na, Al, Cu, etc.)
Galvanoplastía.
En las reacciones mencionadas precedentemente, se dice que han ocurrido cambios en el número o estado
de oxidación.

Número o estado de oxidación
El númerode oxidación (N.O.) corresponde a un número ya sea positivo , negativo o neutro que se asigna a
un átomo de acuerdo a las reglas enunciadas en el capítulo II.
Número de oxidación de iones simples: corresponde a la carga que portan.
Ejemplo:
Cl : número de oxidación 1
Na+ : número de oxidación +1
¿Por qué esos números de oxidación?: Cl pertenece al grupo VII, en consecuencia tiene 7 electronesde
valencia.
Si se convierte en Cl es porque captó 1 electrón de otro átomo, esto es, una carga eléctrica negativa y por lo
tanto su número de oxidación será 1.
Na pertenece al grupo I, en consecuencia tiene 1 electrón de valencia.
Si se convierte en Na+1 o Na+ es porque cedió 1 electrón a otro átomo, esto es, queda con un déficit de un
electrón y por tanto su número de oxidación será +1....