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Las reacciones redox son aquellos procesos químicos en los que ocurre una transferencia de electrones entre los reactivos. Esta transferencia provoca un cambio en los estados de oxidación de los elementos involucrados. Uno de los reactivos pierde electrones (se oxida) mientras que el otro los gana (se reduce).
La oxidación y la reducción siempre ocurren de forma simultánea: no puede haber una sin la otra.
La reducción es el proceso en el cual un átomo o ion gana electrones. Al ganar electrones (cargas negativas) su número de oxidación disminuye. Cuando una especie se reduce, se provoca que otro se oxide. Por eso es conocida como agente oxidante.
Como ya hemos comentado, en un proceso redox el número de oxidación de los elementos cambia. Si somos capaces de identificar qué elementos cambian y cómo lo hacen, podremos ver qué especies se oxidan y cuáles se reducen.
Lo ideal sería saberse todos los números de oxidación de la tabla periódica. Pero muy probablemente no sea tu caso. Así que vamos a ver unas normas rápidas que nos servirán en la mayoría de casos para identificarlo:
1. El número de oxidación de un elemento en su forma libre (sin combinar o combinado solamente en moléculas diatómicas consigo mismo) es siempre cero (0).
Ejemplos: Na (s), O2 (g), Fe (s), Hg (l), Zn (s)
2. El número de oxidación de los iones monoatómicos es igual a su carga
Ejemplos: Na+ (+1), Cl- (-1), Fe3+ (+3)
3. El hidrógeno actúa casi siempre con número de oxidación +1. La única excepción con los hidruros metálicos (combinación de hidrógeno con metales).
Ejemplos H2O (+1), NH3 (+1), NaH (-1)
4. El oxígeno casi siempre actúa con número de oxidación -2. La excepción son los peróxidos (donde actúa con -1) y en el F2O (donde actúa con +2).
Ejemplos: HCO3 (-2), NaOH (-2), H2O2 (-1)
5. Los metales alcalinos (Grupo 1) siempre actúan con número de oxidación +1 en sus compuestos
Ejemplos: NaCl (+1), KOH (+1), Li2O (+1)
6. Los metales alcalinos (Grupo 2) siempre actúan con número de oxidación +2 en sus compuestos
Ejemplos: MgCl2 (+2), MgO (+2)
7. Los halógenos tienen número de oxidación (-1) cuando están en forma de compuestos binarios (un halógeno con otro elemento). En el resto de compuestos, depende.
Ejemplos: NaCl (-1), KBr (-1), HF (-1).
8. El átomo central de las sales que vienen de oxoácidos, conserva el mismo número de oxidación que en el ácido original. Así que, si dudas y no sabes qué número de oxidación asignarle, prueba a partir del ácido original.
Ejemplos: Na2SO4 viene del H2SO4. En el H2SO4 el azufre actúa con +6. Por tanto, en el Na2SO4, también.
9. Recuerda siempre que la suma de todos los números de oxidación en una molécula es 0 y en un ion es igual a la carga total de la especie.
Ejemplos: FeCl3. Sabiendo que el cloro actúa con (-1), y que hay 3, dando una carga total de (-3), para que la molécula sea neutra el hierro debe actuar con (+3)
1. Identifica qué elementos se oxidan y cuáles se reducen en las siguientes reacciones:
a) Zn + NO3- + H+ 
Zn2+ + NO + H2O
b) KMnO4 + KAsO2 + KOH MnO2 + K3AsO4 + H2O
c) K2Cr2O7 + H2O + S SO2 + KOH + Cr2O3
d) K2C2O4 + KMnO4 + KOH K2CO3 + MnO2 + H2O
e) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O
f) K2S2O3 + I2 + KOH K2SO4 + KI + H2O
Solución
a) Zn + NO3- + H+ Zn2+ + NO + H2O
b) KMnO4 + KAsO2 + KOH MnO2 + K3AsO4 + H2O
c) K2Cr2O7 + H2O + S SO2 + KOH + Cr2O3
d) K2C2O4 + KMnO4 + KOH K2CO3 + MnO2 + H2O
e) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O
f) K2S2O3 + I2 + KOH K2SO4 + KI + H2O
