Oxido Reduccion

Definición

Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones:

• la sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este proceso se llama Reducción.

• la sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación.Este proceso se llama Oxidación.

Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de electrones.

(Ver: PSU: Química; Pregunta 08_2005 (Química2)

Número de oxidación

Corresponde a la carga del elemento químico; es decir, corresponde a un valor arbitrario que se le ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.

(Ver: PSU: Química, Pregunta 02_2005)

Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas:

Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero.

Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe

Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l, excepto en el caso de los hidruros que es –1.

+1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido).

Ejemplos: HCl; ácido clorhídrico

número de oxidación del hidrógeno: +1

número de oxidación del cloro: –1

HI; ácido yodhídrico

número de oxidación del hidrógeno: +1

número de oxidación del cloro: –1

–1: cuando el hidrógeno se combina con un metal (hidruros)

Ejemplos: NaH; hidruro de sodio

número de oxidación del hidrógeno: -1

número de oxidación del sodio: +1

LiH; hidruro de litio

número de oxidación del hidrógeno: -1

número de oxidación del litio: +1

Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxido donde es -1.

Ejemplos: CaO; óxido de calcio

número de oxidación del oxígeno: -2

número de oxidación del calcio: +2

H2O2; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada

número de oxidación del oxígeno: -1

número de oxidación del hidrógeno: +1

Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia.

Ejemplos: Ca (calcio): valencia = 2

número de oxidación: +2

Li (litio): valencia = 1

número de oxidación: +1

Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia.

Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1

número de oxidación: –1

I (yodo): valencia = 1

número de oxidación: –1

Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –1.

Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio

número de oxidación del flúor: –1

número de oxidación del sodio: +1

Regla Nº 7: En las moléculas neutras, la suma de los números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0.

Ejemplos: Cu2O: óxido cuproso

número de oxidación del cobre: +1; como hay dos átomos de cobre, se multiplica el número de oxidación por el número de átomos de la molécula: 2 • +1= + 2.

número de oxidación del oxígeno: – 2

+ 2 + – 2 = 0

H2SO4: ácido sulfúrico

número de oxidación del hidrógeno: +1; hay 2 átomos = 2 · +1 = +2

número de oxidación del azufre: +6; hay 1 átomo = 1 · +6 = +6

número de oxidación del oxígeno: – 2, hay 4 átomos = 4 · – 2 = – 8

+2 + +6 + – 8 = 0

Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ión.

Ejemplo: PO4–3: fosfato

número de oxidación del fósforo: +5; hay 1 átomo = 1 • +5 = +5

número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8

La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del fósforo y del oxígeno, el resultado debe ser igual a – 3.

+5 + – 8 = – 3

– 3 = – 3

Concepto de oxidación- reducción:

redox001

Cuando se introduce una lámina de zinc (Zn) en una disolución concentrada de cobre II (Cu; valencia = 2), transcurridos unos segundos, se observa que la lámina se recubre de una capa de cobre metálico.

La ecuación química que representa este proceso es:

Zn + CuSO4 —> Cu + ZnSO4

El sulfato de cobre (II), CuSO4, y el sulfato de zinc, ZnSO4 , son compuestos que, fundidos o disueltos

...