Reacciones de óxido-reducción: Redox

Descubre las reacciones de óxido-reducción, los agentes oxidantes, los agentes reductores y los estados de oxidación. Ejemplos.

Reacciones de Óxido-Reducción

En las reacciones de óxido-reducción ocurre transferencia de electrones, donde un átomo pierde electrones (oxidación) y otro gana electrones (reducción), ambos procesos ocurren en forma simultánea, pues si un átomo pierde electrones, necesariamente otro debe ganarlos. Estas reacciones también se conocen como Redox. Se debe considerar también que, aquel elemento que se oxida se llama agente reductor y aquel elemento que se reduce se conoce como agente oxidante.

Ejemplos de óxido-reducción

• Oxidación de metales.
• En las pilas o celdas galvánicas.
• En las baterías de los automóviles.

Oxidación

Se habla de oxidación cuando un elemento o compuesto pierde electrones y a su vez aumenta su número de oxidación.

Por ejemplo:                    Zn⁰     →          Zn⁺²  + 2e

Aquí el Zinc metálico pierde dos electrones, y su estado de oxidación aumenta de cero a dos, por lo tanto se oxida (el estado de oxidación se indica en el superíndice).

Reducción

Se habla de reducción cuando un elemento o compuesto gana electrones y a su vez disminuye su número de oxidación.

Por ejemplo:  Cu⁺²  + 2e   →       Cu⁰

Aquí el cobre como catión gana dos electrones, y su estado de oxidación disminuye de +2 a cero, por lo tanto se reduce.

Agente reductor

Cuando un elemento se oxida, este a su vez provoca la reducción de otro, por lo que también se le llama agente reductor. Lo que ocurre en:

Zn⁰     →          Zn⁺²  + 2e

Aquí el Zinc metálico (Zn⁰ ) es un agente reductor.

Agente oxidante

A su vez cuando se reduce un elemento, este provoca la oxidación de otro, por lo que también se le llama agente oxidante. Lo que ocurre en:

Cu⁺²  + 2e   →       Cu⁰

Aquí el ion cúprico (Cu⁺² ) es un agente oxidante .

Identificación y cálculo de los estados de oxidación

Para trabajar con las reacciones químicas de óxido-reducción, es necesario conocer los estados de oxidación o cómo calcularlos. Por lo cual es necesario utilizar ciertas reglas, para identificar o calcular los estados de oxidación:

• El oxígeno presenta estado de oxidación +2 en los diferentes compuestos, excepto en los peróxidos en que es -1. Por ejemplo en el óxido cúprico (CuO) el estado de oxidación del oxígeno es -2 y en el peróxido de hidrógeno (H2O2) el estado de oxidación del oxígeno es -1.
• El hidrógeno presenta estado de oxidación +1 en los diferentes compuestos, excepto en los hidruros donde presenta estado de oxidación -1. Por ejemplo en el agua H2O el hidrógeno presenta estado de oxidación +1 y en el hidruro de litio presenta estado de oxidación -1.
• En los compuestos la suma de los estados de oxidación es cero. Por ejemplo en el H2O, el oxígeno presenta estado de oxidación -2 y el hidrógeno presenta +1. Esto, porque:

2  átomos de hidrógeno  +  1 átomo de oxígeno

2 x (estado de oxidación hidrógeno)  +  1 x (estado de oxidación oxígeno) = 0

2 x (+1)   +   1 x (-2)   = 0

• En los iones, la suma de los estados de oxidación corresponde a la carga del ion. Por ejemplo en el anión MnO4- tenemos:

1 átomo de manganeso + 4 átomos de oxígeno

1 x (estado de oxidación del manganeso)  + 4 x (estado oxidación del oxígeno)

1 x (+7)  +  4 x  (-2)    =  -1

• Los elementos en su forma alotrópica (estado puro) presentan estado de oxidación cero. Por ejemplo, el azufre (S) en estado puro, su estado de oxidación es cero.
• En los elementos del grupo 1 su estado de oxidación es +1 y los elementos del grupo 2 su estado de oxidación es +2.

Complementa tu estudio:Tipos de reacciones químicas