Resumen Reacciones Redox
Aprendizajes esperados
• Caracterizar el proceso de óxido reducción.
• Identificar agente oxidante y agente reductor.
• Equilibrar ecuaciones redox mediante los métodos característicos.
Páginas del libro
desde la 69 a la 72.
1. Número de oxidación
2. Oxidación y reducción
3. Ajuste de reacciones redox
1. Número de oxidación
A cada átomo de un compuesto se le asigna un número de oxidación
(estado de oxidación), que se define como el número de electrones
ganados o perdidos con respecto al átomo aislado.
El número de oxidación es una carga formal, no real.
• El número de oxidación de los elementos en estado libre es 0.
• El número de oxidación del hidrógeno es +1, salvo en los hidruros
metálicos, donde es –1.
• El número de oxidación del oxígeno es –2, salvo en los peróxidos,
donde es –1.
• El número de oxidación de los metales alcalinos (IA) es +1, el de los
alcalinotérreos (IIA) es +2 y el de los térreos (IIIA) es +3.
• El número de oxidación negativo de los halógenos (VIIA) es –1.
• Los metales presentan estados de oxidación positivos y los no
metales pueden presentar valores positivos o negativos.
Actividades
Determinar el estado de oxidación (E.D.O.) del azufre en el anión
sulfato (SO42– ).
Hay que tener en cuenta que se trata de una especie iónica de
carga –2.
Un átomo, molécula o ion se oxida cuando pierde electrones, los cuales
son transferidos a otra sustancia denominada agente oxidante. En
general, la ecuación de oxidación se expresa de la siguiente manera:
2. Oxidación y reducción
n+M M + ne
Un átomo, molécula o ion se reduce cuando gana electrones, los cuales
son transferidos desde otra sustancia denominada agente reductor. La
ecuación de reducción se expresa de la siguiente forma:
X + ne X
Para que una sustancia gane electrones, otra tiene que perderlos. La
reacción que tiene lugar entre un oxidante y un reductor se denomina
reacción de oxidación-reducción, o más frecuentemente reacción redox.
2. Oxidación y reducción
0 0 +3 2
2 2 34Fe(s) 3O (g) 2Fe O (s)
Oxidación
Reducción
Oxidación → especie cede electrones (pérdida de electrones). Se traduce como
un aumento en el estado de oxidación.
Reducción → especie acepta electrones (ganancia de electrones). Se traduce
como una disminución en el estado de oxidación.
2. Oxidación y reducción
Reducción Zn2+ + 2e– Zn
Zn2+ se reduce para que Cu se oxide. Zn2+ →
Agente
oxidante
Especie
química que se
reduce para
que la otra se
oxide.
Oxidación Cu Cu2+ + 2e–
Especie
química que se
oxida para que
la otra se
reduzca.
Cu se oxida para que Zn2+ se reduzca. Cu →
Agente
reductor
2. Oxidación y reducción
ELECTRONES ESTADO DE
OXIDACIÓN
OXIDACIÓN Pérdida Aumenta
REDUCCIÓN Ganancia Disminuye
AGENTE OXIDANTE Gana Disminuye
AGENTE REDUCTOR Pierde Aumenta
3. Ajuste de reacciones redox
Una vez formulada una reacción redox, hay que identificar las especies
que se oxidan y las que se reducen. El ajuste estequiométrico se puede
realizar siguiendo alguno de los dos métodos.
Métodos
Semirreacciones
iónicas
Reacción global
Ion-electrón Igualación E.D.O.
3. Ajuste de reacciones redox
3.1 Método del número de oxidación
Consiste en igualar el aumento total de los números de oxidación de los
átomos que se oxidan con la disminución total de los números de
oxidación de los átomos que se reducen.
1. Se colocan sobre el símbolo de cada átomo los números de oxidación
correspondientes.
2. Se observa qué átomos se oxidan y cuáles se reducen.
Estaño (Sn) se oxida de 0 a +4
Nitrógeno (N) se reduce de +5 a +4
El hidrógeno (H) y el oxígeno (O) no se oxidan ni se reducen.
3 2 2 2Sn + HNO SnO + NO + H O
0 +1 +5 2 +4 2 +4 2 +1 2
3 2 2 2Sn + HNO SnO + NO + H O
3. Ajuste de reacciones redox
3.1 Método del número de oxidación
3. Se escriben las reacciones que ilustran dichos procesos.
4. Como la transferencia de electrones debe ser en cantidades iguales,
debe registrarse de igual modo en la ecuación. Si no fuese así, se pueden
amplificar las reacciones.
A continuación, se suman las expresiones de reactantes y productos .
4
5+ 4+
Oxidación: Sn Sn + 4e
Reducción: N + e N
4
5+ 4+
5+ 4 4+
Sn Sn + 4e Oxidación
N + e N /x4 Reducción
Sn + 4N Sn + 4N
3. Ajuste de reacciones redox
3.1 Método del número de oxidación
5. Finalmente, se sustituyen estos resultados en la ecuación molecular.
3 2 2 2Sn + 4HNO SnO + 4NO + H O
6. Se revisa que la ecuación se encuentre balanceada. De no estarlo, se
balancea de la forma tradicional, por tanteo.
3 2 2 2Sn + 4HNO SnO + 4NO + 2H O
3. Ajuste de reacciones redox
3.2 Método del ion-electrón
Se separan las semirreacciones de oxidación y reducción. Se trabaja por
separado cada una de ellas y luego se suman. En el ajuste de esta
reacción interviene el pH del medio.
2 3 3 2I + HNO HIO + NO + H O
1. Se escriben las semirreacciones correspondientes a los procesos que
tienen lugar, en forma iónica.
2 3
3
a) I IO oxidación
b) NO NO reducción
Si la reacción transcurre en medio ácido, se siguen los siguientes pasos:
3. Ajuste de reacciones redox
3.2 Método del ion-electrón
2. Se balancean por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O.
2 3
3
a) I 2IO oxidación
b) NO NO reducción
3. Se igualan los átomos de oxígeno agregando moléculas de agua.
2 2 3
3 2
a) I + 6H O 2IO
b) NO NO + 2H O
3. Ajuste de reacciones redox
3.2 Método del ion-electrón
4. Se igualan los átomos de hidrógeno agregando H+.
5. Se cuenta la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y
se agregan electrones (e–) en el miembro deficiente en carga negativa
o que tenga exceso de carga positiva.
2 2 3
3 2
a) I + 6H O 2IO + 12H
b) NO + 4H NO + 2H O
2 2 3
3 2
a) I + 6H O 2IO + 12H + 10e
b) NO + 4H + 3e NO + 2H O
3. Ajuste de reacciones redox
3.2 Método del ion-electrón
6. Se equilibra el número de electrones multiplicando las ecuaciones
parciales de las dos semirreacciones y se suman.
2 2 3
3 2
2 2 3
3 2
+
2 3 3 2
a) I + 6H O 2IO + 12H + 10e /x3
b) NO + 4H + 3e NO + 2H O /x10
3I + 18H O 6IO + 36H + 30e
+ 10NO + 40H + 30e 10NO + 20H O
3I + 10NO + 4H 6IO + 10NO + 2H O
3. Ajuste de reacciones redox
3.2 Método del ion-electrón
7. Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, esta es la
respuesta del problema. Si la ecuación fue dada originalmente en forma
molecular, se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se
inspecciona el balanceo de la ecuación.
2 3 3 23I + 10HNO 6HIO + 10NO + 2H O
8. La ecuación queda balanceada en medio ácido, debido a la presencia
de protones en disolución (H+). Si se desea un balance en medio
básico, se debe agregar tantos iones hidroxilos (OH–) como H+ haya en
la ecuación iónica final. Combinar los H+ con los OH– para formar H2O y
anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros.
4 2 2MnO + I MnO + I
Separar las semirreacciones de oxidación y reducción.
2
4 2
I I
MnO MnO
Realizar los mismos pasos que en el balance en medio ácido.
Ajustar la siguiente reacción mediante el método del ion-electrón en
medio básico.
Actividades
2
+
4 2 2
2
+
4 2 2
2
+
4 2 2
+
4
2I I +2e
MnO + 4H + 3e MnO + 2H O
2I I +2e /×3
MnO + 4H + 3e MnO + 2H O /×2
6I 3I + 6e
2MnO + 8H + 6e 2MnO + 4H O
6I + 2MnO + 8H
2 2 2 3I + 2MnO + 4H O
Actividades
Agregando 8 iones hidroxilo (OH–) en ambos lados de la ecuación y
ajustando las moléculas de agua de ambos lados, se tiene:
2
+
4 2 2 2
4 2 2 2
8
4 2 2 2
6I + 2MnO + 8H 3I + 2MnO + 4H O / + 8OH
6I + 2MnO + 8 8 3I + 2MnO + 4H O + 8OH
6I + 2MnO + 4H O 3I + 2MnO + 8OH
H O
H OH
En las ecuaciones redox suele omitirse la notación
indicativa del estado físico de las sustancias, (s), (l), (g),
(ac), y solo se utiliza cuando no resulta evidente.
Actividades
Ejercitación Ejercicio 12
“guía del alumno”
B Aplicación
La siguiente reacción:
Br2 → Br − + BrO3
−
balanceada en medio básico, presentará
I) 6 H+ en los productos.
II) 6 OH− en los reactantes.
III) 3 H2O en los reactantes.
Es (son) correcta(s)
A) solo I. D) solo I y II.
B) solo II. E) I, II y III.
C) solo III.
Síntesis de la clase
ÓXIDO
REDUCCIÓN
Equilibrio
· Igualación E.D.O
· Ion-electrón
Agente
reductor
Transferencia de
electrones
Oxidación Agente
oxidante
Reducción
Cede e- Capta e-