Primera clase del tema "Reacciones de transferencia de electrones" de Química de 2º de Bachillerato

1. Tema 6
Oxidación Y Reducción

2. 1. Concepto de oxidación y
reducción
Al igual que existe un grupo amplio de
reacciones de transferencia de
protones, se conoce otro grupo
igualmente importante de reacciones
que implican la transferencia de uno o
más electrones.

3. Ejemplos
Cuba electrolítica
Pila electroquímica
Corrosión
En ellos se produce a la vez una
oxidación y una reducción.

4. Oxidación
Oxidación: Se produce una oxidación
siempre que un ion o un elemento cede
uno o varios electrones.
Así el ion Cl¯ se oxida y pasa a cloro
atómico:
Cl¯  Clº + e-

5. EJERCICIO 1
Escribe las reacciones de oxidación
de los iones: Na hasta Na+, Mg hasta
Mg2+, S2- hasta So.
Na  Na+ + e-
Mg  Mg2+ + 2 e-
S2-  Sº + 2e-

6. Reducción
Reducción: Se produce una reducción
siempre que un ion o un elemento
capta uno a varios electrones.
Por ejemplo el ion Pb2+ se reduce y
pasa a Pbo metálico en la reacción de
reducción:
Pb2+ + 2e¯  Pbo

7. EJERCICIO 2
: Escribe las reacciones de reducción
de los iones: Cl+3 hasta Cl¯ , O hasta
O2-, S6+ hasta S4+.
Cl3+ + 4 e¯  Cl¯
O + 2 e¯  O2-
S6+ + 2 e¯  S4+

8. 2. Reacciones de oxidación
reducción
Las oxidaciones y las reducciones
nunca se dan de forma aislada.
Una sustancia cede electrones y otra
los toma de forma simultánea dando
lugar a las reacciones redox.

9. Ejemplo de reacción redox
La plata(I) reacciona con el cobre(O)
para dar cobre(II) y plata(O):
Cuº  Cu2+ + 2 e¯
Ag+ + e¯  Agº
Cuº + 2Ag+  Cu2+ + 2Agº
Semirreacción de
Oxidación
Semirreacción de
Reducción
( ) x 2
Reacción redox

10. Oxidante y Reductor
Oxidante: Sustancia que provoca una
oxidación para lo cual tiene que tomar
electrones y se reduce.
Reductor: Sustancia que provoca una
reducción para lo cual tiene que ceder
electrones por lo que se oxida.

11. Cuº + 2Ag+  Cu2+ + 2Agº
El cobre (0) es el reductor
pues reduce a la plata (I)
hasta plata (0) dándole
electrones y oxidándose él
a su vez.
La plata (I) es el oxidante
pues oxida al cobre (0)
hasta cobre (II) y ella
misma se reduce.
El reductor se oxida y el
oxidante se reduce.
El reductor es la especie
química que cede
electrones
El oxidante es la especie
química que toma
electrones
Compara este concepto
con el de ácido base de
Brönsted
Cuº
Cu2+
Ag+
Agº 0
+1
+2
-1

12. EJERCICIO 3
Escribe las reacciones de
oxidación reducción entre sodio
atómico y cloro atómico y entre
sodio metálico Na y cloro
gaseoso Cl2. Indica las
semirreacciones y la reacción
redox, el oxidante y el reductor.

13. Sodio atómico y cloro atómico
Oxidante: Cl
Reductor: Na
Na  Na+ + e-
Semirreacción de oxidación
Cl + e-  Cl-
Semirreacción de reducción
Cl + Na  Cl- + Na+ Reacción redox

14. Sodio metálico y cloro gaseoso
Oxidante: Cl2
Reductor: Na
Na  Na+ + e-
Semirreacción de oxidación
Cl2 + 2e-  2Cl- Semirreacción de reducción
Cl2 + 2Na  2Cl- + 2Na+ Reacción redox
( ) x2

15. 3. Pares redox y número de
oxidación
Los iones simples que hemos visto (Cl¯,S4+,Ag+,
etc.) tienen una carga real positiva o negativa
¿Qué carga recaerá sobre los compuestos o
iones formados por más de un átomo? (K2Cr2O7
por ejemplo)
Se formulan unas reglas que asignan la carga
que recaerá sobre cada átomo en una molécula
o ion según su electronegatividad
Como no se trata de carga real se le da el
nombre de estado formal de oxidación

16. Estado formal de oxidación o
número de oxidación
1. El estado formal de oxidación de cualquier
elemento es cero.
2. El estado formal de oxidación del oxígeno es -2,
excepto en los peróxidos que es -1 y en sus
combinaciones con el flúor que es +2.
3. El número de oxidación del hidrógeno es +1,
excepto en los hidruros metálicos en los que el
hidrógeno posee un número de oxidación de -1.
4. La suma algebraica de los estados formales de
oxidación de todos los átomos ha de ser igual a la
carga neta de la molécula ion.

17. EJERCICIO 4
Halla el estado formal de oxidación de
todos los átomos de las especies: Cl2,
H2O, NH3, HNO3, SO4
2-.
Cl2
Clº Clº
NH3
H+ H+ H+ N3-
HNO3
H+ O= O= O= N5+
H2O
H+ H+ O=
SO4
2-
O= O= O= O= S6+

18. Par redox
El par redox está formado por las dos
formas oxidada y reducida de una
especie química
Se escribe primero la forma oxidada
con número de oxidación mayor,
barra, y la forma reducida con número
de oxidación menor.
Forma oxidada / Forma reducida

19. Ejercicio 5:
Escribe los pares redox de los
ejercicios 1 y 2.
S6+ + 2 e¯  S4+
Na  Na+ + e-
Mg  Mg+2 + 2 e-
S=  Sº + 2e-
Cl3+ + 4 e¯  Cl¯
O + 2 e¯  O2-
Na+/Naº
Mg2+/Mgº
Sº/S=
Cl3+/ Cl¯
O/O2-
S6+/S4+

20. EJERCICIO PROPUESTO
Ajusta las semirreacciones y la reacción global para las
siguientes especies indicando el oxidante, el reductor y los
pares redox:
Cr3+ + F-  Cr6+ + F2
I2 + AlAlI3
S2- + O2  SS4+ + O2-
De las siguientes especies indica los números de oxidación de
todos los átomos:
Ba(O2)2
Pb(CO3)2
CuHSO3