Redox

1.- ¿Qué es una reacción redox?
Las reacciones de oxidación y reducción, también denominadas redox, son las

reacciones químicas en las que se produce una transferencia de electrones entre los
reactivos.
Estas reacciones reacciones están presentes en diversas situaciones cotidianas, por

ejemplo, en el funcionamiento de una serie de productos de uso cotidiano, como una
batería de automóvil o las pilas de una linterna, o en fenómenos de la naturaleza, como la
corrosión de un trozo de hierro por la humedad ambiental o la oxidación de una manzana al
ser expuesta al aire.
Actualmente, las reacciones redox se emplean con mucha frecuencia en la industria de la

minería, por ejemplo, en la electrorrefinación del cobre donde se realizan procesos no
espontáneos mediante la electrólisis.
Las bases de lo que se conoce como reacciones redox fueron desarrolladas en el siglo
XVIII, por el químico francés Antoine Lavoisier, quién a través de sus observaciones llegó
a la conclusión de que tanto la combustión del azufre como la del fósforo, así como la
calcinación de metales, eran procesos similares, en los que se producía la combinación de
estas sustancias con oxígeno.
A partir de estas conclusiones se propone una primera definición de los conceptos

oxidación y reducción. La oxidación será la reacción que se produce cuando una
sustancia reacciona con oxígeno y la reducción será la reacción que se produce cuando
una sustancia pierde oxígeno.
Sin embargo, con el tiempo se verificó que existían muchas reacciones en las que no
intervenía el oxígeno, y que eran reacciones de oxidación y reducción , por lo que se
estableció una nueva definición para estos procesos.
1.1- Semirreacciones de oxidación y reducción

Las reacciones de oxidación y reducción son aquellas en las que se produce una
transferencia de electrones.
- La oxidación. Es un proceso mediante el cual un átomo, un ion o una molécula ceden

uno o más electrones. Si el elemento pierde electrones, habrá aumentado su número de
oxidación.
- La reducción. Es el proceso mediante el cual un átomo, un ion o una molécula ganan

electrones. En consecuencia, su número de oxidación disminuye.
Estas reacciones se producen simultáneamente en dos semireacciones: la semireacción

de oxidación y la semireacción de reducción.
Por ejemplo, al introducir una lámina de cobre (Cu) en una disolución concentrada de
nitrato de plata (AgNO3), es posible notar al pasar unos minutos que la lámina de cobre
empieza a recubrirse de una capa de color grisácea, y que la disolución comienza a
tonarse de color celeste.
La ecuación química que representa este proceso es:
Cu(s) + 2AgNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s)
Sin embargo, tanto el nitrato de plata, como el nitrato de cobre, son compuestos que,
fundidos o disueltos en agua, se disocian en iones. Por lo tanto, la ecuación química se
puede representar según la siguiente ecuación iónica:
Cu(s) + 2Ag+(ac) + 2NO3-(ac) → Cu+2(ac) + 2NO3-(ac) + 2Ag(s)
Como el ión nitrato (NO3-) aparece en ambos lados de la ecuación molecular y el grupo es
idéntico en ambos lados, se puede escribir la ecuación iónica de la siguiente manera:
Cu(s) + 2Ag+(ac) → Cu+2(ac) + 2Ag(s)

Esta ecuación iónica indica que, durante el proceso, el átomo de cobre eléctricamente
neutro se ha transformado en el ión Cu+2, para lo cual ha tenido que ceder dos electrones:
Cu(s) → Cu+2(ac)
En cambio, el ión Ag+ se ha convertido en un átomo de plata metálica (Ag), para lo cual ha
debido aceptar un electrón:
Ag+(ac) → Ag(s)
A partir de esto, es posible decir que la ecuación anterior involucra dos procesos: uno en el
que se pierden electrones (oxidación) y otro en el que se ganan (reducción).
Las medias ecuaciones o semireacciones que describen estos procesos son:
Oxidación: Cu(s) → Cu+2(ac) + 2e
Reducción: Ag+(ac) + e → Ag(s)
La semireacción de oxidación es aquella en que aumenta el estado de oxidación, ya que

el átomo o ión cede uno o más electrones, mientras que la semireacción de reducción es
aquella en que disminuye el estado de oxidación, ya que el átomo o ión capta uno o más
electrones.
1.2- Agente oxidante y agente reductor
A las sustancias que ceden electrones se les llama agente reductor, y a las que los
captan, agente oxidante.
En toda reacción redox, el agente reductor será aquel que cede electrones o se
oxida, provocando una reducción de la otra especie.

En toda reacción redox llamaremos agente oxidante a aquel que se reduce o es
capaz de captar electrones, lo que provoca una oxidación de la otra especie.

Por lo tanto cuando una especie se oxida, cede electrones, aumenta el número o estado de
oxidación y es un agente reductor. Mientras, que cuando se reduce, capta electrones,
disminuye el número o estado de oxidación y es un agente oxidante.
En el ejemplo, la especie que se oxida es el Cu, por lo tanto, actúa como agente reductor,
haciendo que otra especie se reduzca. Mientras que, la especie que se reduce y hace que
otra se oxide es el AgNO3, por lo tanto, participa como agente oxidante de la reacción.
2.- ¿Qué son los estados de oxidación?
Una forma de expresar el número de electrones transferidos en una reacción de oxidación

y reducción es asignando un número o estado de oxidación a cada átomo o ión presente
en la reacción.
El estado de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que

una especie química es capaz de ceder a otra especie o que es capaz de recibir. Esto
significa que el estado de oxidación de una especie es positivo si ésta pierde electrones o
los comparte con una especie que tenga tendencia a captarlos y será negativo, cuando las
especies ganen electrones o los compartan con una especie que tenga tendencia a
cederlos.
Para poder determinar el número o estado de oxidación de un elemento se deben tener en

cuenta las siguientes reglas:
- El estado de oxidación de un elemento libre, es decir, no combinado o consigo mismo es

cero. Por ejemplo: Na, Be, O2, H2
- El estado de oxidación de un ión monoatómico es idéntico a su carga. Por ejemplo en el

Cu+2, el estado de oxidación del cobre es +2, para el Cl- el estado de oxidación del cloro es
-1
- El estado de oxidación del hidrógeno cuando está formando parte de un compuesto es

+1, excepto en los hidruros metálicos donde es -1. Por ejemplo en el H2S el estado de
oxidación es +1: sin embargo, en el FeH2, el estado de oxidación del H es -1
- El estado de oxidación del oxígeno, cuando está formando parte de un compuesto es -2,
con excepción de los peróxidos donde es -1. Por ejemplo en el H2O, el estado de oxidación
del oxígeno es -2; en cambio, en el H2O2, el estado de oxidación del oxígeno es -1
- Los metales alcalinos (pertenecientes al grupo 1) al formar un compuesto tienen estado

de oxidación es +1, y los metales alcalinotérreos (pertenecientes al grupo 2) el estado de
oxidación es +2. Por ejemplo, en el Li2O, el estado de oxidación es +1
- Los halógenos (pertenecientes al grupo 17), cuando forman parte de una sal binaria,
tienen estado de oxidación -1. Por ejemplo, en el CCl4, el estado de oxidación del cloro es
-1
- La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos presentes en la

fórmula de un compuesto debe ser igual a cero.
- La suma de los estados de oxidación de todos los átomos presentes en la fórmula de un

ión poliatómico es igual a la carga del ión
Por ejemplo, para determinar el estado de oxidación del N en el compuesto HNO3 se debe
tener en consideración que:
- Como el compuesto no corresponde a un hidruro metálico, el estado de oxidación del H

en el compuesto es (+1)
- Como el compuesto no corresponde a un peróxido, el estado de oxidación del oxígeno en

el compuesto es (-2)
- El compuesto es neutro, es decir, no presenta carga, por lo tanto, su carga total es igual a
0
Sabiendo esto, es posible plantear la siguiente fórmula, para determinar el estado de

oxidación del N:
HNO3
(+1) * (X) * 3 * (-2) = 0
(+1) + x – 6 = 0
x = +5
El estado de oxidación del nitrógeno en el compuesto, es igual a +5
Para determinar el estado de oxidación del S en el compuesto SO4-2, se debe tener en

cuenta que:
- Como el compuesto no corresponde a un peróxido el estado de oxidación del oxígeno es
(-2)
- La carga total del compuesto es igual a -2

SO4-2
(X) * 4 * (-2) = -2
x – 8 = -2
x = +6
El estado de oxidación del azufre en el compuesto, es igual a +6

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1.- ¿Qué es una reacción redox?

Las reacciones de oxidación y reducción, también denominadas redox, son las

Estas reacciones reacciones están presentes en diversas situaciones cotidianas, por

Actualmente, las reacciones redox se emplean con mucha frecuencia en la industria de la

A partir de estas conclusiones se propone una primera definición de los conceptos

1.1- Semirreacciones de oxidación y reducción

- La oxidación. Es un proceso mediante el cual un átomo, un ion o una molécula ceden

- La reducción. Es el proceso mediante el cual un átomo, un ion o una molécula ganan

Estas reacciones se producen simultáneamente en dos semireacciones: la semireacción

La ecuación química que representa este proceso es:

Cu(s) + 2AgNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s)

Cu(s) + 2Ag+(ac) + 2NO3-(ac) → Cu+2(ac) + 2NO3-(ac) + 2Ag(s)

Cu(s) + 2Ag+(ac) → Cu+2(ac) + 2Ag(s)

Las medias ecuaciones o semireacciones que describen estos procesos son:

Reducción: Ag+(ac) + e → Ag(s)

La semireacción de oxidación es aquella en que aumenta el estado de oxidación, ya que

1.2- Agente oxidante y agente reductor

2.- ¿Qué son los estados de oxidación?

Una forma de expresar el número de electrones transferidos en una reacción de oxidación

El estado de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que

Para poder determinar el número o estado de oxidación de un elemento se deben tener en

- El estado de oxidación de un elemento libre, es decir, no combinado o consigo mismo es

- El estado de oxidación de un ión monoatómico es idéntico a su carga. Por ejemplo en el

- El estado de oxidación del hidrógeno cuando está formando parte de un compuesto es

- Los metales alcalinos (pertenecientes al grupo 1) al formar un compuesto tienen estado

- La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos presentes en la

- La suma de los estados de oxidación de todos los átomos presentes en la fórmula de un

- Como el compuesto no corresponde a un hidruro metálico, el estado de oxidación del H

- Como el compuesto no corresponde a un peróxido, el estado de oxidación del oxígeno en

Sabiendo esto, es posible plantear la siguiente fórmula, para determinar el estado de

(+1) * (X) * 3 * (-2) = 0

El estado de oxidación del nitrógeno en el compuesto, es igual a +5

Para determinar el estado de oxidación del S en el compuesto SO4-2, se debe tener en

El estado de oxidación del azufre en el compuesto, es igual a +6

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