Concepto de oxidación-reducción

1.- CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN.

Antiguamente la unión de una substancia con el oxígeno se denominó oxidación, y la merma de

oxígeno en un compuesto se denominó reducción. Actualmente el conocimiento de la naturaleza

electrónica del átomo permite extender el concepto de oxidación-reducción a uno amplio conjunto de

reacciones en las que no participa el oxígeno.

Consideremos las reacciones siguientes:

4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)

2 Zn(s) + O2(g) → 2 ZnO(s)

Zn(s) + Cl2(g) → ZnCl2(s)

2 Ag+

(aq) + Cu(s) → Cu2+

(aq) + 2 Ag(s)

Todas ellas tienen en común que algunos átomos ceden electrones y que otros los ganan. Es decir, tiene

lugar una transferencia de electrones de unos átomos a otros.

El concepto de oxidación va unido al concepto de reducción, ya que un átomo no puede perder

electrones si no hay quien los gane, y viceversa. De este modo podemos definir oxidación como el

proceso en el que un átomo cede electrones y reducción como el proceso en el que un átomo gana

electrones.

EJERCICIO 1: Distingue en las reacciones anteriores los átomos que se oxidan y los que se reducen.

Llamaremos agente oxidante, u oxidante, a la sustancia que provoca la oxidación de otra. Esto

supone que le extrae electrones, y por lo tanto gana electrones y se reduce. El oxidante se reduce.

Llamaremos agente reductor, o reductor, a la sustancia que provoca la reducción de otra. Para

esto tendrá que proporcionarle o cederle electrones, por lo que perderá dichos electrones y se oxidará.

El reductor se oxida.

OXIDANTES REDUCTORES

Halógenos: F2, Cl2, Br2, I2

Oxígeno: O2

Oxoaniones: NO3

−

, IO3

−

, MnO4

−

,

Cr2O7

2−

,...

Metales alcalinos y alcalinotérreos: Li, Na,... Mg, Ca,...

Metales: Zn, Fe, Sn, Al

Oxoaniones: C2O4

2−

, SO3

2−

,...

No metales: H2, C...

Hay reacciones en las que no hay una transferencia real de electrones y sin embargo pueden

considerarse cómo reacciones de oxidación-reducción. Como por ejemplo en la reacción

2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g)

no se ve la transferencia de electrones ya que los compuestos que intervienen son covalentes. Sin

embargo en el enlace covalente puede haber transferencia parcial de electrones del enlace hacia el

átomo más electronegativo dando un carácter polar a dicho enlace. Por lo tanto cada átomo de un

compuesto se puede caracterizar por un estado de carga, real en los compuestos iónicos y ficticia en los

compuestos covalentes. El número que indica dicho estado de carga se denomina número de oxidación

del elemento en dicho compuesto. El concepto de número de oxidación se deduce únicamente a partir

de la fórmula empírica del compuesto y no depende de la estructura y tipo de enlace del mismo.

El número de oxidación nos da idea de los electrones que se ponen en juego en una reacción,

es por lo tanto un concepto que nos facilita la comprensión de las reacciones redox; es simplemente un

concepto útil aunque no se ajuste a la distribución real de carga de los compuestos.

Carlos Alonso - www.alonsoformula.com Página 2 de 23

QUÍMICA DE 2º BACHILLERATO TEMA 7

El número de oxidación será positivo cuando un elemento pierda electrones o los comparta con

un elemento más electronegativo, y será negativo cuando capte electrones o los comparta con un

elemento más electropositivo. Para asignar el número de oxidación a cada elemento en los compuestos

que participan en una reacción redox se deben seguir una serie de reglas como las siguientes:

1.1.- REGLAS DE ASIGNACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN.

1.- El número de oxidación de todo elemento, en cualquiera estado alotrópico, en estado libre

es cero. Fe, Cl2, S8, P4(rojo), P4(blanco), C(diamante), C(grafito), etc.

2.- En los iones monoatómicos el número de oxidación coincide con la carga real. Los números

de oxidación de los iones S2−

, Cl−

, Na+

, Ca2+, son −2, −1, +1, y +2, respectivamente.

3.- El número de oxidación del hidrógeno en sus compuestos con los metales es −1, y en sus

combinaciones con no metales es +1.

4.- El número de oxidación del oxígeno es −2 en todos sus compuestos, excepto en los

peróxidos donde es −1, y con el flúor que es +2.

5.- La suma algebraica de los número de oxidación de todos los átomos de una especie química

poliatómica debe ser igual a la carga neta de la misma. En el Fe2O3 el hierro debe ser +3, en el SO4

2−

el

azufre debe ser +6, en el NH4

+

el nitrógeno debe ser −3.

6.- En los compuestos entre no metales, en los que no intervengan ni el hidrógeno ni el

oxígeno, al elemento más electronegativo se le asigna el número de oxidación que presenta más

frecuentemente. En el CCl4 si el Cl es −1 el C será +4; en el As2Se5 si el Se es −2 el As será +5.

En base al concepto de número de oxidación se pode definir una reacción de oxidaciónreducción

o reacción redox como aquella en la que tiene lugar un cambio en los números de

oxidación de algunos átomos de las sustancias que intervienen en la reacción.

De una manera general una reacción redox se puede escribir:

Oxidante(1) + Reductor(2) → Reductor(1) + Oxidante(2)

Esto pone de manifiesto, de manera análoga a las reacciones ácido-base, el hecho de que dichas

reacciones sólo ocurren cuando se ponen en contacto pares oxidante/reductor. Posteriormente

estudiaremos la manera de medir la tendencia a que la reacción se produzca en un sentido o en otro, es

decir, la tendencia de una substancia a perder o ganar electrones frente a otra.

EJERCICIO 2: Determina el número de oxidación de los elementos que forman las siguientes

sustancias: H2O, HCl, NaCl, ZnCl2, ZnO, H2SO4, SO4

2−

, HNO3, NO3

−

, H2S, S2−

, KMnO4, MnO2, VO3+

,

P4O10, LiH, ICl5, NF3, SO3

2−

, S2O4

2−

, Cr2O7

2−

.

EJERCICIO 3: ¿Cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor en las siguientes reacciones?

Zn + Cl2 → ZnCl2

CuO + H2 → Cu + H2O

2 NO + O2 → 2 NO2

2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

2.- AJUSTE

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