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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.