Reducción-oxidación

Reducción-oxidación

Se denomina reacción de reducción-oxidación, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.

Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:

 El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

 El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido

Reglas para asignar el número de oxidación

• El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.

• El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.

• El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)

• El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2).

• El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.

• El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.

• El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.

Ejemplos:

CO2: el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4e– , pero para saber cuáles son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería

“+4” y la del O “–2” ⇒ E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2.

El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones

de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O).

El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno. Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.

Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de

Oxígeno. Se utilizan las siguientes definiciones:

• 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.

Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

Ejemplos:

a) Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, de manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica: a) Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación); b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción).

b) Igualmente, al introducir una lámina de cinc en una disolución

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