Reacciones de óxido
reducción o redox: Son aquellas
reacciones en las cuales los átomos experimentan
cambios del número de oxidación. En ellas hay
transferencia de electrones y el proceso de
oxidación y reducción se presentan
simultáneamente, un átomo se oxida y otro se
reduce. En estas reacciones la cantidad de
electrones perdidos es igual a la cantidad de
electrones ganados.
Número de oxidación o estado de oxidación:
es el número que se asigna a cada tipo de átomo
de un elemento, un compuesto o ión, y que
representa el número de electrones que ha ganado,
perdido o compartido. El número se establece de
manera arbitraria, pero su asignación se basa en
diferentes postulados.
Existen diferentes definiciones sobre oxidación
y reducción:
Oxidación: es un
incremento algebraico del número de oxidación y
corresponde a la perdida de electrones. También
se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o
ganancia de oxígeno.
Reducción: es la disminución algebraica
del número de oxidación y corresponde a la
ganancia de electrones. Igualmente se define
como la pérdida de oxígeno y ganancia de
hidrógeno.
Para determinar cuando un elemento se oxida o se
reduce puede utilizarse la siguiente regla
práctica:
Si el elemento cambia su número de oxidación en
este sentido
SE
OXIDA
-7
-6
-5
-4
-3
-2
-1
0
1
2
3
4
5
6
7
Si el elemento cambia su número de oxidación en
este sentido
SE
REDUCE.
Así si el Na0 pasa a Na+
perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.
Si el Cl0 pasa a Cl- ganó
un electrón, lo que indica que se redujo.
Agentes oxidantes:
son especies químicas que ganan electrones, se
reducen y oxidan a otras sustancias.
Agentes reductores:
son especies químicas que pierden electrones, se
oxidan y reducen a otras sustancias.
Reglas para asignar el número de oxidación:
El uso de los números de oxidación parte del
principio de que en toda fórmula química la suma
algebraica de los números de oxidación debe ser
igual a cero. Basado en esto se han creado las
siguientes reglas:
Los elementos no combinados, en forma de átomos
o moléculas tienen un número de oxidación igual
a cero. Por ejemplo:
El hidrógeno en los compuestos de los cuales
forma parte, tiene como número de oxidación +1:
En los hidruros metálicos el número de oxidación
es -1.
Cuando hay oxigeno presente en un compuesto o
ion, el numero de oxidación es de -2:
En los peróxidos el numero de oxidación del
oxigeno es -1: H2O2-1
El oxigeno tiene numero de oxidación +2 en el F2O
porque el F es mas electronegativo que el
oxigeno.
El número de oxidación de cualquier ion
monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo:
Los no metales tienen números de oxidación
negativos cuando están combinados con el
hidrogeno o con metales:
Los números de oxidación de los no metales pasan
a ser positivos cuando se combinan con el
oxigeno, excepto en los peróxidos.
Pasos para establecer el
numero de oxidación:
Paso 1:
Anotar encima de la formula los números
de oxidación de aquellos elementos con
números de oxidación fijo. Al elemento
cuyo índice de oxidación se va a
determinar se le asigna el valor de X y
sumando éstos términos se iguala a 0.
Esto permite crear una ecuación con una
incognita.
Paso 2:
Multiplicar los subíndices por los
números de oxidación conocidos:
Paso 3:
Sustituir en la fórmula química los
átomos por los valores obtenidos e
igualar la suma a 0, luego despejar X y
calcular el valor para ésta. El valor
obtenido para X será el número de
oxidación del Nitrógeno en el ácido
nítrico: La suma algebraica de los
números de oxidación debe ser igual a 0.
El mismo procedimiento se aplicará en el caso de
los iones, con la salvedad que la suma
algebraica debe tener como resultado el número
de carga del ión. Así para calcular el número de
oxidación del Cl en el ión clorato (ClO-3),
la ecuación será igual a menos 1 (-1).
Paso 1:
Aquí es importante recordar que el
número de oxidación del Oxígeno en un
compuesto o ión es de -2, excepto en los
peróxidos donde es -1.
Paso 2:
El número de oxidación del cloro en el
ión clorato es +5
Oxidación y reducción en una ecuación:
para determinar si un elemento se oxida (agente
reductor) o se reduce (agente oxidante) en la
ecuación pueden seguirse los siguientes pasos:
Paso 1:
Escribir los números de oxidación de
cada elemento:
Paso 2:
Se observa que los elementos varían su
número de oxidación:
Paso 3:
Determinación de los agentes reductores
y oxidantes:
Balanceo de ecuaciones de óxido reducción (Redox):
Las reacciones de óxido-reducción comprenden la
transferencia de electrones. Pueden ocurrir con
sustancias puras o con sustancias en solución.
Para balancear una ecuación redox, generalmente
se usan dos métodos; el método de
ión electrón o de las
semiecuaciones utilizado para las
ecuaciones iónicas y el
método del cambio en el número de oxidación
que se puede usar tanto en ecuaciones iónicas
como en ecuaciones totales (moleculares).
Método del ión electrón:
Para balancear la siguiente ecuación:
Paso 1:
Escribir la ecuación parcial para el
agente oxidante y otra para el reductor:
Paso 2:
Igualar cada ecuación parcial en cuanto
al número de átomos de cada elemento.
Para ello puede añadirse H2O
y H+ a las soluciones ácidas
o neutras, esto para conseguir el
balanceo de los átomos de oxígeno e
hidrógeno. Si se trata de soluciones
alcalinas puede utilizarse el OH-.
Así: Esta ecuación parcial requiere que
se coloque un 2 en el Cr de la derecha
para igualar la cantidad de la izquierda,
además requiere de 7H2O en la
derecha para igualar los oxígenos de la
izquierda (O-27).
Es por ello que para igualar los
hidrógenos del agua se coloca 14H+
en la izquierda.
Paso
3: Efectuar el balanceo
de las cargas:En esta ecuación
la carga neta del lado izquierdo
es 12+ y del lado derecho es 6+,
por ello deben añadirse 6
electrones (e-) en el lado
izquierdo:
Para la ecuación parcial:
Fe+2
Fe+3
Se suma 1 e- del lado
derecho para igualar la carga 2+
en el lado izquierdo, quedando:
Paso 4:
Ahora se igualan los electrones ganados
y perdidos, para ello se multiplica la
ecuación:
Fe+2
Fe+3 + 1e- por 6, así:
Paso 5:
Se suman las ecuaciones parciales y se
realiza la simplificación de los
electrones:
Para comprobar que la ecuación final está
balanceada, se verifican tanto el número de
átomos como el número de cargas:
Balance atómico
Balance electrolítico
Izquierda
Derecha
Izquierda = Derecha
2Cr
2Cr
-2+14+12 = 6 + 0 + 18
+24 = 24
70
70
14H
7x2
=14H
6Fe
6Fe
Método del cambio de
valencia:
Balanceo de la siguiente ecuación:
Paso 1:
Escribir el número de oxidación de cada
elemento siguiendo las reglas tratadas
en este tema para asignar el número de
oxidación.
Paso 2:
Determinar cuales elementos han sufrido
variación en el número de oxidación:
Paso 3:
Determinar el elemento que se oxida y el
que se reduce:
Paso 4:
Igualar el número de electrones ganados
y perdidos, lo cual se logra
multiplicando la ecuación
Sn0 – 4e-
Sn+4 por 1 y la ecuación: N+5
+ 1e-
N+4 por 4, lo que dará como
resultado:
Paso 5:
Sumar las dos ecuaciones parciales y
simplificar el numero de electrones
perdidos y ganados que debe ser igual:
Paso 6:
Llevar los coeficientes de cada especie
química a la ecuación original:
En algunos casos la ecuación queda
balanceada pero en otros, como este es
necesario terminar el balanceo por
tanteo para ello es necesario
multiplicar el agua por dos:
Balance atómico
1 Sn
1 Sn
4 H
2 x 2 = 4
H
4 N
4 N
4 x 3 = 120
2 + (4x2)
+ 2 = 120
REFERENCIAS:
Requeijo, D. y Requeijo A. (2002). Química.
Editorial Biosfera.
Irazábal A. y de Irazábal C. (S/A). Química.
Ediciones CO-BO.
Mahan. Química. (1977). Fondo Educativo
Interamericano.
SE
OXIDA 
SE
REDUCE.
Fe+3
