resumenredox

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES.
Las reacciones de oxidación reducción, llamadas reacciones redox, son el fundamento de
numerosos procesos: combustiones, respiración celular, corrosión metálica, funcionamiento de
pilas y baterías, etc y constituyen la base de una parte de la Química, la electroquímica que estudia
la conversión de la energía química en energía eléctrica y viceversa.Antiguamente el término oxidación se refería a la
combinación de un elemento con el oxígeno o al aumento de ∗ oxidación del hierro:
la proporción de oxígeno en una sustancia, y el de reducción
al proceso inverso, la pérdida de oxígeno de una sustancia.
Pero, hay procesos similares a la oxidación de los
metales, en los que no interviene el oxígeno.

1
Fe + O2 → Fe O
2
∗ reducción del óxido de cobre(II) CuO + H 2 → Cu + H 2 O

∗ oxidación del hierro:
∗ reducción del sulfato de cobre (II)

Fe + S → FeS
CuSO4 + Zn → Cu + ZnSO4

CONCEPTO ELECTRÓNICO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN:
•

Oxidación

Proceso en el que una sustancia
pierde electrones

Semirreacción de
oxidación

Fe → Fe 2 + + 2e −

•

Reducción

Proceso en el que una sustancia
gana electrones

Semirreacción de
reducción

Cl2 + 2e- → 2 Cl −

•Oxidación – Reducción

Proceso en el que dos sustancias
intercambian electrones.

Reación global

Fe + Cl 2 → FeCl2

(ambos procesos se dan siempre
de forma simultánea)

Agente oxidante u oxidante
Agente reductor o reductor

Es la sustancia que se reduce …………………………………………
Es la sustancia que se oxida ……………………………………….

Cl2
Fe

En las reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox, existe unatransferencia de electrones
desde la sustancia que se oxida a la que se reduce
Pares redox: (el reductor, al perder e-, se transforma en su oxidante
conjugado y el oxidante, al ganar e- , se convierte en su reductor
conjugado). Si un oxidante es fuerte (tiene mucha tendencia a captar e) su reductor conjugado será débil, tendrá poca tendencia a ceder e-; si
un reductor es fuerte, su oxidanteconjugado será débil, tendrá poca
tendencia a captar electrones.

Fe

+

→

Cl 2

reductor 1 oxidante 2

Fe2 +

+

2 Cl −

oxidante 1 reductor

2

NÚMERO DE OXIDACIÓN:
A diferencia de las reacciones ácido base, que eran fáciles de reconocer,
las reacciones redox a veces no lo son tanto. El número de oxidación
nos ayuda a identificar qué sustancias se reducen y cuáles se oxidan: es
la carga eléctricaformal, no la real, que se le asigna a un átomo en un
compuesto, (carga de un átomo cuando el par electrónico, de cada uno
de los enlaces en los que interviene se asigna al elemento más electronegativo). Reglas para determinar el nº de oxidación:
•
•
•
•
•
•
•
•

El número de oxidación de los elementos en su estado natural es 0. (Fe, Cu, Cl2, O2…)
El número de oxidación del oxígeno es -2 salvo en losperóxidos que es -1.
El número de oxidación del hidrógeno es 1 salvo en los hidruros metálicos que es -1.
El número de oxidación de los halógenos en los haluros es -1.
El número de oxidación de los metales es positivo: alcalinos (+1) alcalinotérreos (+2).
El número de oxidación de los no metales puede ser positivo o negativo.
El número de oxidación de un ión monoatómico es la carga del ión.
Laasignación de nº de oxidación al resto de los átomos en un compuesto se hace de
forma que la suma de los números de oxidación de todos los elementos presentes en
una molécula neutra sea 0 y en un ión sea igual a su carga eléctrica.

Un elemento se oxida cuando
aumenta su nº de oxidación
Un elemento se reduce cuando
disminuye su nº de oxidación
+1

−2

−2

K Mn O4

P O43 −

1 7 8 =0

5 −8 = − 3AJUSTE DE REACCIONES REDOX: En las reacciones redox el ajuste por tanteo no es fácil y por ello se recurre a un
método sistemático como el método del ión-electrón:
1.
2.

3.

4.

Cu + HNO3 → Cu ( NO3 ) 2 + NO + H 2 O
Se escribe la ecuación en forma iónica, (sólo
Cu + H + + NO3− → Cu 2+ + 2 NO3
se disocian los ácidos, las bases y las sales).
0

+1

+5

−2

+2

+5

−2

+2 −2

+1

−2

0

+1

+5

−2

+2...