EQUILIBRIOS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (REDOX) 2º BACHILLERATO QUÍMICA
1.- Estado de oxidación.
2.- Concepto de oxidación y reducción.
3.- Ajuste de ecuaciones redox por el método del ión-electrón.
3.1. Reacciones en medio ácido.
3.2. Reacciones en medio básico.
4.- Valoraciones de oxidación-reducción.
5.- Pilas electroquímicas (células galvánicas).
6.- Potenciales de reducción estándar. Escala de potenciales.
6.1. Electrodo de hidrógeno. Pilas con hidrógeno.
6.2. Espontaneidad de los procesos redox.
7.- Electrólisis.
7.1. Aplicaciones.
7.2. Comparación de pilas y cubas electrolíticas.
7.3. Ecuación de Faraday.
8.- Aplicaciones industriales de procesos redox:
8.1. Corrosión.
8.2. Protección catódica.
1.-ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) ( NÚMERO DE OXIDACIÓN).
“Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos, es decir, considerando
todos los enlaces covalentes polares como si en vez de tener fracciones de carga tuvieran cargas
completas”.
En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones
compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.
El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.
Ejemplos
CO2: el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que
él. Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el
O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2” , E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –
2. El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un
elemento más electronegativo (por ejemplo O).
Cálculo de estado de oxidación (E.O.).
La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0 y de un ion es igual a su carga eléctrica.
2.-DEFINICIÓN DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.
El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la
proporción de átomos de Oxígeno.
Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la
proporción de oxígeno.
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, Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno. Se
utilizan las siguientes definiciones:
• OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).
• REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).
Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada
una de estas reacciones se denomina semirreacción.
Ejemplos:
a) Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, de manera espontánea el
cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras que la Ag+ de la misma se reducirá
pasando a ser plata metálica: a) Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación); b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción).
b) Igualmente, al introducir una lámina de cinc en una disolución de Pb(NO3)2, ésta se recubre de
una capa de plomo: Zn → Zn2+ + 2e– (oxidación); Pb2+ + 2e– →Pb (reducción).
c) Al añadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se desprende H2(g) que, al ser un gas
inflamable, produce una pequeña explosión al acercarle un cerilla encendida.
OXIDANTES Y REDUCTORES
• OXIDANTE: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.
• REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.
Ejemplo:
Reacción: Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2Ag
Oxidación: Zn (reductor) → Zn2+ + 2e–
Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag
3.-AJUSTE DE REACCIONES REDOX (MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN)
Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se
pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).
Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de
e– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.
Etapas en el ajuste redox
Ejemplo:
Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag
Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.
Zn(0) → Zn(+2); Ag (+1) → Ag (0)
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1.- Estado de oxidación.
2.- Concepto de oxidación y reducción.
3.- Ajuste de ecuaciones redox por el método del ión-electrón.
3.1. Reacciones en medio ácido.
3.2. Reacciones en medio básico.
4.- Valoraciones de oxidación-reducción.
5.- Pilas electroquímicas (células galvánicas).
6.- Potenciales de reducción estándar. Escala de potenciales.
6.1. Electrodo de hidrógeno. Pilas con hidrógeno.
6.2. Espontaneidad de los procesos redox.
7.- Electrólisis.
7.1. Aplicaciones.
7.2. Comparación de pilas y cubas electrolíticas.
7.3. Ecuación de Faraday.
8.- Aplicaciones industriales de procesos redox:
8.1. Corrosión.
8.2. Protección catódica.
1.-ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) ( NÚMERO DE OXIDACIÓN).
“Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos, es decir, considerando
todos los enlaces covalentes polares como si en vez de tener fracciones de carga tuvieran cargas
completas”.
En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones
compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.
El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.
Ejemplos
CO2: el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que
él. Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el
O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2” , E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –
2. El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un
elemento más electronegativo (por ejemplo O).
Cálculo de estado de oxidación (E.O.).
La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0 y de un ion es igual a su carga eléctrica.
2.-DEFINICIÓN DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.
El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la
proporción de átomos de Oxígeno.
Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la
proporción de oxígeno.
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, Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno. Se
utilizan las siguientes definiciones:
• OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).
• REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).
Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada
una de estas reacciones se denomina semirreacción.
Ejemplos:
a) Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, de manera espontánea el
cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras que la Ag+ de la misma se reducirá
pasando a ser plata metálica: a) Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación); b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción).
b) Igualmente, al introducir una lámina de cinc en una disolución de Pb(NO3)2, ésta se recubre de
una capa de plomo: Zn → Zn2+ + 2e– (oxidación); Pb2+ + 2e– →Pb (reducción).
c) Al añadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se desprende H2(g) que, al ser un gas
inflamable, produce una pequeña explosión al acercarle un cerilla encendida.
OXIDANTES Y REDUCTORES
• OXIDANTE: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.
• REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.
Ejemplo:
Reacción: Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2Ag
Oxidación: Zn (reductor) → Zn2+ + 2e–
Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag
3.-AJUSTE DE REACCIONES REDOX (MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN)
Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se
pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).
Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de
e– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.
Etapas en el ajuste redox
Ejemplo:
Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag
Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.
Zn(0) → Zn(+2); Ag (+1) → Ag (0)
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