REDOX

Dallit’s Sagredo Oyarce

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Reacciones de Óxido-Reducción (REDOX)

Las reacciones REDOX son aquellas en las cuales hay transferencia de electrones entre dos

o más especies químicas. En toda reacción REDOX debe haber una oxidación y una

reducción, no puede existir una oxidación si no hay una reducción y viceversa.

Oxidación: Proceso químico mediante el cual un ion pierde o cede electrones, es decir, su

estado de oxidación (E.D.O) aumenta positivamente.

+2 +7Mn Mn

Podemos ver que el ion manganeso divalente (Mn+2

) se oxidó a manganeso heptavalente

(Mn+7

). Al oxidarse, se puede cuantificar que para pasar de estado +2 a +7, el Mn+2

ha

perdido o cedido 5 electrones ( 5e ). No olvidar que los electrones tienen carga negativa,

para simplificar, son números negativos.

La reacción anterior es una semi-reacción de oxidación (sólo damos cuenta de la

oxidación), pero toda semi-reacción DEBE IR EQUILIBRADA CON SUS

ELECTRONES.

El equilibrio electrónico o de cargas, se hace colocando la cantidad de electrones que se han

perdido (en este caso por ser una oxidación) al lado del elemento con el E.D.O mayor; así:

+2 +7Mn Mn 5e

Total: 2 cargas positivas ( 2) Total: 2 cargas positivas ( 7 5 2)

Reducción: Proceso químico mediante el cual un ion gana electrones, es decir, su E.D.O

disminuye (o aumenta negativamente).

+3 0Al Al

Podemos ver que el ion aluminio trivalente (Al+3

) se redujo a aluminio metálico (Al0). Al

reducirse, se puede cuantificar que para pasar de estado +3 a 0, el Al+3

ha ganado 3

electrones ( 3e ).

La reacción anterior es una semi-reacción de reducción (sólo damos cuenta de la

reducción), pero toda semi-reacción DEBE IR EQUILIBRADA CON SUS

ELECTRONES.


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El equilibrio electrónico o de cargas, se hace colocando la cantidad de electrones que se han

ganado (en este caso por ser una reducción) al lado del elemento con el E.D.O menor; así:

+3 0Al 3e Al

Total: 0 cargas positivas ( 3 3 0) Total: 0 cargas positivas

Una vez entendido estos conceptos, nos iremos a la reacción química como tal. Podemos

tener reacciones químicas en estado neutro (sin formación de iones, sólo compuestos o

elementos químicos) como también reacciones químicas iónicas (sólo intervienen iones).

En toda reacción química existe un “Agente Oxidante (o simplemente “oxidante”)”

como también hay un “Agente Reductor (o simplemente “reductor”)”.

Agente Oxidante: Es aquella especie química (ion o molécula) que se reduce pero actúa

oxidando a la otra especie.

Agente Reductor: Es aquella especie química (ion o molécula) que se oxida pero actúa

reduciendo a la otra especie.

Veamos un ejemplo fácil, o sea, un ejemplo iónico. Distinga las semi-reacciones de

oxidación y reducción. Además de esto reconozca agente oxidante y reductor.

+6 +2 +3 +4Cr + Mn Cr + Mn

Semi-reacción de Ox : +2 +4Mn Mn 2e

Semi-reacción de Red : +6 +3Cr + 3e Cr

Agente Oxidante : +6Cr

Agente Reductor : +2Mn

+ 7 +5 +3Cl + Br Cl + Br

Semi-reacción de Ox : + +5Cl Cl 4e

Semi-reacción de Red : 7 +3Br + 4e Br

Agente Oxidante : +7Br

Agente Reductor : +Cl


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Aprendiste a identificar conceptos, semi-reacciones y agentes; conocer ecuaciones químicas

iónicas y balance electrónico. Ahora aprenderás a calcular el estado de oxidación de un

compuesto químico (puesto que es rara vez que te entreguen una ecuación iónica) y a

calcular los electrones en juego de un sistema óxido-reducción.

Para calcular el Estado de Oxidación (E.D.O) o Número de Oxidación de un compuesto

químico debes saber las siguientes reglas:

1. El número de oxidación de un elemento libre sin combinar es cero.

ELEMENTO H2 O2 Cl2 Cu Al Mg

E.D.O 0 0 0 0 0 0

2. El E.D.O del hidrógeno combinado químicamente es +1. Excepto en los hidruros

donde es –1 (los hidruros son la combinación química de un metal con hidrógeno).

3. El E.D.O del oxígeno combinado químicamente es –2. Excepto en los peróxidos donde

es –1.

4. El E.D.O de los metales es igual a la carga del metal.

5. El E.D.O de un ion libre no combinado es igual a la carga del ion.

ION H+ S

-2 Mn

+7 Cr

+6 Ca

+2 Mg

+2

E.D.O +1 -2 +7 +6 +2 +2

6. El E.D.O de una molécula es cero.

Molécula HCl SO3 KMnO4 NaCl Na2CO3 MgSO4

E.D.O 0 0 0 0 0 0

Para calcular el E.D.O de un átomo en una molécula en particular, se debe formar una

ecuación lineal simple, donde la incógnita es el átomo a calcular. De manera que, si existe

más de un átomo del mismo elemento, se coloca la cantidad de veces multiplicado por su

E.D.O.

Ejemplo: Calcular el estado de oxidación del azufre en el H2SO4, H2S y H2SO3

Solución: Se sabe que el E.D.O del hidrógeno es +1 y del oxígeno es –2, de manera que

nuestra incógnita es el azufre, valga la redundancia.


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Ácido sulfúrico

H2SO4

Ácido sulfhídrico

H2S

Ácido sulfuroso

H2SO3

Tiene:

2 átomos de H.

1 átomo de S.

4 átomos de O.

Por lo tanto:

2( 1) 4( 2) 0

2 8 0

6 0

6

x

x

x

x

El S tiene E.D.O +6

Tiene:

2 átomos de H.

1 átomo de S.

Por lo tanto:

2( 1) 0

2 0

2 0

2

x

x

x

x

El S tiene E.D.O –2

Tiene:

2 átomos de H.

1 átomo de S.

3 átomos de O.

Por lo tanto:

2( 1) 3( 2) 0

2 6 0

4 0

4

x

x

x

x

El S tiene E.D.O +4

Metales que tienen E.D.O +1.

Estos son: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr y Ag.

Metales que tienen E.D.O +2.

Estos son: Ca, Ba, Ra, Sr, Mg, Cd, Zn y Be.

Equilibrio REDOX

Antes de comenzar a calcular el Estado de Oxidación de cualquier compuesto químico,

usted debe saber disociar sí o sí el compuesto dicho.

Disociar es separar un compuesto químico en sus iones.

Ejemplo: El sulfato de cromo (III) reacciona con el nitrato de estaño (II) para dar nitrato de

cromo (II) y sulfato de estaño (IV), según la siguiente ecuación:

2 4 3 3 43 2 2 2Cr SO + Sn NO Cr NO + Sn SO

Para poder visualizar qué elementos cambian su estado de oxidación, debemos fijarnos

cuáles se ven diferentes y cuáles siguen iguales. Para esto disociemos cada uno de ellos:


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+3 2

2 4 43

+2

3 32

+2

3 32

+4 2

4 42

Cr SO 2 Cr + 3 SO

Sn NO Sn + 2 NO

Cr NO Cr + 2 NO

Sn SO Sn + 2 SO

disociación

disociación

disociación

disociación

Podemos observar que los iones cromo y estaño cambian su estado de oxidación, mientras

que los iones sulfato SO4–2

y nitrato NO3– no cambian en fórmula ni en carga eléctrica.

El cromo se reduce de Cr+3

a Cr+2

y el estaño se oxida de Sn+2

a Sn+4

.

+2 +4

+3 +2

Semi-rx Oxidación Sn Sn + 2e

Semi-rx Reducción Cr e Cr

Una vez escritas las semi-reacciones y equilibradas cada una por separado, puedes fijarte

que el número de electrones es diferente en la semi-rx de oxidación y en la semi-rx de

reducción. Los electrones en REDOX nunca deben permanecer allí. Lo que se hace, es

buscar un múltiplo en común para cada número de electrones y se multiplica arriba y abajo

para que así los electrones se igualen (en número) y al sumar se puedan restar (ya que

están en lados opuestos).

De esta forma entonces vemos que hay 2 e y 1 e . El múltiplo en común entre 2 y 1 es el

número 2. Por lo tanto en la semi-rx de reducción, vamos a multiplicar todo por 2. En la

semi-rx de oxidación multiplicamos por 1, pero el 1 en matemática no es necesario

escribirlo. Así:

+2 +4

+3 +2

Semi-rx Oxidación Sn Sn +

2

2e

Semi-rx Reducción C 2 2 2r e Cr /

Te fijas que se multiplica cada elemento de la semi-rx de reducción por el múltiplo que

encontraste. Ahora si te fijas tienes 2 e en ambas semi-reacciones y entonces procedes a

sumar todo hacia abajo cancelando (eliminando) los electrones, así:

Como son moléculas neutras, en

la disociación te fijas que si

sumas cargas positivas y

negativas de c/u te darán cero.

Así compruebas la correcta

disociación.


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+2 +4Semi-rx Oxidación Sn Sn + 2e

+3Semi-rx Reducción Cr2 e2 +2

+3 +2 +4 +2

Cr /

Cr Sn Sn

2 2

2 + 2Cr

Un vez que ya sumaste y eliminaste los electrones tienes tu ecuación iónica final y está

terminado el ejercicio.

Ahora debes reconocer el oxidante, reductor y los electrones transferidos (llamado también

electrones en juego).

Semi-reacción de Ox : +2 +4Sn Sn + 2e

Semi-reacción de Red : +3 +2Cr e Cr

Agente Oxidante : +3Cr

Agente Reductor : +2Sn

Electrones transferidos : 2 e

La única gracia de las reacciones REDOX es solo un equilibrio químico de reactantes y

productos, nada más.

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