Redox

REACCIONES REDOX
REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE
ELECTRONES
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.
Oxidación
Fe
+ O2
+ H2O

FeO(OH) + HO-
Estado de oxidación (E.O.)
(o número de oxidación)
Para tener un seguimiento de los electrones en las
reacciones redox, asignamos los números de
oxidación a los elementos de reactivos y productos
Asignación de estados de oxidación


Un elemento no combinado con otros (en estado
libre) tienen E.O. = 0. Ejemplo: H2, Be, K, O2.
La suma de los E.O. de todos los átomos en una
especie es igual a su carga total. En una molécula
neutra debe ser = 0. En un ion poliatómico debe ser
= a la carga neta del ion.
Asignación de estados de oxidación



El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxoácidas
tiene E.O. = –2. Puede formar peróxidos (O22-),
superóxidos (O2-).
El hidrógeno (H) tiene E.O. = +1 .Excepto cuando
se combina con metales en los hidruros metálicos y
tiene E.O. = –1.
Los iones constituidos por un solo átomo el E.O. es
= a la carga del ion.
Ejemplos: Li+ tiene E.O = +1, Ba2+ tiene E.O. = +2.
Todos los metales alcalinos tienen E.O. +1, y todos
los alcalinoterreos E.O. +2 en sus compuestos. El Al
tienen E.O.=+3 en sus compuestos.
Ejemplos
Calcular los E.O. del todos los átomos en
Li2O, ZnSO4 , SO2 , CO2 , HClO3 , Cr2O72-
Estructuras de Lewis. Numero de oxidación.
Reacciones Redox
Los estados de oxidación (E.O.) nos permiten
identificar los elementos que se han oxidado y
reducido.
Los elementos que muestran un aumento en el E.O.,
se han oxidado.
Los elementos que muestran una disminución en el
E.O., se han reducido.
Reacciones Redox
Cu +AgNO3
Introducimos un cable de
cobre en una solución de
AgNO3
 El
cobre
se
oxidará
pasando a la disolución como
Cu2+ y la Ag+ de la misma se
reducirá pasando a ser plata
metálica:
Cu  Cu2+ + 2e–
(oxidación)

Ag+ + 1e–  Ag
(reducción)
Cada una de estas reacciones se denomina hemirreacción.
Reacciones Redox
Zn + Pb(NO3)2
Introducimos una lámina
de cinc en una solución de
Pb(NO3)2.
 La lámina de Zn se
recubre de una capa de
plomo:

Zn Zn2+ + 2e–
(oxidación)
Pb2+ + 2e– Pb
(reducción).
Ejemplo
Comprobar que la reacción de formación de hierro
Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2
es una reacción redox.
Indicar los E.O. de todos los elementos antes y
después de la reacción.
Agentes oxidantes y reductores
Agente oxidante
Sustancia capaz de oxidar a otra. Se reduce.

Agente reductor
Sustancia capaz de reducir a otra. Se oxida.

Ejemplo
Zn + 2 Ag+  Zn2+ + 2 Ag
Oxidación:
Reducción:
Zn (Ag. reductor)  Zn2+ + 2e–
Ag+ (Ag. oxidante) + 1e–  Ag
Ajuste de reacciones redox
Método del ion-electrón


Conservación de la masa
Conservación de la carga
Hay que escribir las dos hemirreacciones que
tienen lugar y después igualar el nº de e– de
ambas, para que al sumarlas los electrones
desaparezcan.
Método del ion-electrón
Zn + AgNO3  Zn(NO3)2 + Ag
1. Identificar reactivos y productos de reacción.
2. Reconocer cual actúa como ag. oxidante y cual como
reductor. Calcular el E.O. de los átomos que cambian su
E.O.
3. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que
intervengan en la reacción y existan realmente en
disolución. Indicar el n de electrones perdidos o ganados de
acuerdo al punto 2.
4. Completar el balance de las ecuaciones con átomos de O y
H.
5. Comprobar el balance en carga eléctrica de las
hemirreacciones.
6. Multiplicar las hemirreacciones por los mínimos números
posibles tal que el número de electrones captados en la
reducción sea igual al número de electrones cedidos en la
oxidación.
7. Sumar ambas hemirreacciones para obtener la ec. iónica
total. Luego la ec. molecular.
Ajuste de reacciones en disolución acuosa
ácida o básica.
Si hay iones poliatómicos con O, el ajuste se complica
pues aparecen también H+, OH– y H2O.
En medio ácido:
Los átomos de O que se pierdan en la reducción
forman agua (los que se ganen en la oxidación
provienen del agua). Los átomos de H provienen del
ácido. Completar con H+ y/o H2O.
En medio básico:
Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o
pierdan en la reducción) provienen de los OH–,
necesitándose tantas moléculas de H2O como
átomos de oxígeno se ganen o pierdan. Completar
con HO- y/o H2O.
Ejemplo
Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
Ejemplo
Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
Ejemplos
Formule, complete y ajuste las siguientes
reacciones, justificando de que tipo son:
a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco, para
dar cloruro de amonio.
b) Descomposición térmica del carbonato
cálcico
en
óxido
de
calcio
y
dióxido
de
Ejercicio:
carbono.
c) Cloro más sodio para dar cloruro de sodio.
d) Ácido sulfúrico más zinc metal para dar
sulfato de zinc e hidrógeno.
Equivalente Químico
para reacciones Redox
Peso Equivalente redox de una sustancia es peso
de la misma que gana o pierde un mol de electrones.
Peso equiv. del ag. oxidante = PM / n° de moles de
electrones que se ganan
por mol de sustancia
Peso equiv. del ag. reductor = PM / n° de moles
electrones
que
pierden por mol
sustancia
de
se
de
EQ (oxidante) = EQ (reductor)
Para saber cual es la masa equivalente, además de
saber de qué sustancia se trata, es necesario conocer
en qué sustancia se transforma (hemirreacción).
Ejemplo
Calcular los pesos equivalentes del oxidante y del reductor de
la reacción de FeSO4 acidulada con H2SO4 con KMnO4.
Ejemplo
Se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido
clorhídrico y se obtienen, entre otros productos, cloruro de
manganeso (II) y cloro molecular. (a) Ajuste y complete la
reacción. (b) Calcule los pesos equivalentes del oxidante y
del reductor. (c) Calcule el volumen de Cl2, medido en CNTP,
a obtener a partir de 100 g de KMnO4 con exceso de HCl.
Valoración o titulación redox




Es similar a la valoración ácido base.
Hay que determinar el número de moles de especie
oxidante y reductora que reaccionan entre sí.
El nº de moles de e que pierde el oxidante es igual a
los que gana el reductor.
Se necesita conocer qué especies químicas son los
productos y no sólo los reactivos.
Ejemplo
Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO4 acidulada con
H2SO4 con 30 ml de KMnO4 0,25 M. ¿Cuál será la
concentración del FeSO4 si el MnO4– pasa a Mn2+?
1. Identificar los átomos que cambian su E.O.
2. Escribir hemirreacciones con moléculas o iones que existan
realmente. Completar con H+ y/o H2O.
3. Ajustar el nº de electrones para que desaparezcan.
4. Escribir la reacción química completa.
5. Comprobar que la reacción quede equilibrada.
6. Calcular los moles de MnO4-.
7. Calcular los moles de Fe2+ (según estequiometría)
8. Calcular la concentración de la solución original de FeSO4
Tendencia a oxidarse o reducirse
Descripción cualitativa del poder reductor u oxidante
MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE
MAYOR PODER REDUCTOR
XRED/XOX
YRED/YOX
ZRED/ZOX
MAYOR TENDENCIA A REDUCIRSE
MAYOR PODER OXIDANTE
Ejemplo
En el
A2+
A2+
A +
laboratorio
+
B+
+
C2+
C2+ 
se realizaron los siguientes reacciones:

B
+
A3+

no reacciona
C
+
A2+
Predecir que ocurrirá con las siguientes mezclas:
A3+ +
A

B
+
C2+ 
A
+
C

A3+ +
C

B+
+
A3+ 
1.
Elegir el orden para la respuesta.
MAYOR PODER REDUCTOR
MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE
Especie REDUCIDA
2.
Identificar las especies presentes
A, A2+, A3+, B, B+, C, C2+
3.
Identificar la relaciones entre las especies
A  A2+
A2+  A3+
B  B+
C  C2+
4. Empezar con las reacciones conocidas.
A2+ + B+  B + A3+
A2+ puede reducir a B+
B
<
A2+
A2+ + C2+  no reacciona
A2+ NO puede reducir a C2+
A2+
<
C
A
+ C2+  C + A2+
A puede reducir a C2+
C
<
A
B
<
A2+
<
C
<
MAYOR PODER REDUCTOR
MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE
Especie REDUCIDA
A
B
<
A2+
<
C
<
A
MAYOR PODER REDUCTOR
MAYOR TENDENCIA A OXIDARSE
Especie REDUCIDA
5. Analizar cada reacción usando el orden anterior
A3+
B
A
A3+
B+
+
+
+
+
+
A
C2+
C
C
A3+





2 A2+
NO REACCIONA
NO REACCIONA
A2+ +
C2+
NO REACCIONA