Este documento describe las reacciones de transferencia de electrones o reacciones redox. Explica que la oxidación implica la pérdida de electrones mientras que la reducción implica la ganancia de electrones. También describe cómo calcular el número de oxidación de los átomos involucrados y cómo ajustar las ecuaciones químicas de las reacciones redox mediante el método del ion-electrón. Además, explica cómo realizar valoraciones redox mediante el cálculo de los moles de electrones involucrados.

1. TEMA 10.- REACCIONES DE TRANSFERENCIA
DE ELECTRONES
1. CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN:
Un proceso es de oxidación-reducción cuando en él se produce transferencia o
intercambio de electrones de unas sustancias a otras; una sustancia CEDE
electrones y otra los ACEPTA.
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.
OXIDANTE Y REDUCTOR
Un oxidante es la sustancia capaz de oxidar a otra, con la que ésta se reduce y
un reductor es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.
2. NÚMERO DE OXIDACIÓN:
El número de oxidación es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces
fueran iónicos.
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 número de oxidación no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo,
aunque a veces coincide.

2. Reglas para determinar el número de oxidación de un átomo:
1. El número de oxidación de todos los elementos puros en cualquier forma
alotrópica es cero.
2. El hidrógeno tiene número de oxidación (+1) en la mayoría de los
compuestos, excepto en los hidruros (-1).
3. El flúor es el elemento más electronegativo y siempre tiene número de
oxidación (-1), excepto cuando se une consigo mismo, en cuyo caso es
cero.
4. El oxígeno es, después del flúor, el elemento más electronegativo y por lo
tanto tiene el número de oxidación (-2), excepto en los peróxidos (-1).
5. El número de oxidación de los metales alcalinos (grupo 1) y
alcalinotérreos (grupo 2) es +1 y +2, respectivamente.
6. En los iones poliatómicos la suma algebraica de los números de oxidación
será igual a la carga del ion.
7. En los compuestos la suma algebraica de los números de oxidación de
cada uno de los elementos será igual a cero.
Un proceso de OXIDACIÓN va acompañado de un AUMENTO en el número
de oxidación del elemento involucrado, mientras que una DISMINUCIÓN en el
número de oxidación corresponde a una etapa de REDUCCIÓN.
3. AJUSTE DE REACCIONES REDOX (MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN):
Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga.
Ajustar una reacción redox consiste en poner coeficientes en cada una de las
sustancias que aparecen en la ecuación química para conseguir que tanto el
número de átomos de cada uno de los elementos como las cargas eléctricas
que aparezcan en los dos miembros de la ecuación química sean iguales.

3. Ej.:
Zn + AgNO3 Zn(NO→ 3)2 + Ag
PRIMERA: Disociar los compuestos en sus iones (los que se formarían en
disolución acuosa).
Zn + Ag+
+ NO3
-
Zn→ 2+
+ 2 NO3
-
+ Ag
SEGUNDA: Identificar los átomos que cambian su número de oxidación.
Zn0
Zn→ 2+
Ag+
Ag→ 0
TERCERA: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan
realmente en disolución ajustando el número de átomos.
Oxidación: Zn Zn→ 2+
+ 2 e-
Reducción: Ag+
+ e-
Ag→
Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con oxígeno (por ejemplo,
SO4
2-
), el ajuste se complica pues aparecen también los iones H+
, OH-
y
moléculas de H2O.
En medio ácido:
– En el miembro de la reacción con menos oxígeno se añade una molécula
de agua por cada oxígeno que falte.
– Los átomos de hidrógeno introducidos con el agua en un miembro de la
reacción se ajustan con protones (H+
), en el miembro contrario.
En medio básico:
– En el miembro de la reacción con exceso de oxígeno se pone una
molécula de agua por cada oxígeno en exceso.
– El exceso de oxígeno y de hidrógeno introducido en ese miembro se
compensa con iones OH-
en el miembro contrario.
CUARTA: Ajustar el número de electrones de forma que al sumar las dos
semirreacciones, éstos desaparezcan.
En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2.

4. Oxidación: Zn Zn→ 2+
+ 2 e-
Reducción: 2 Ag+
+ 2 e-
2 Ag→
Reacción global: Zn + 2 Ag+
+ 2 e-
Zn→ 2+
+ 2 Ag + 2 e-
QUINTA: Escribir la reacción química completa utilizando los coefcientes
hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en
la reacción redox (en el ejemplo, el ion NO3
-
) y comprobando que toda la
reacción queda ajustada.
Zn + 2 AgNO3 Zn(NO→ 3)2 + 2 Ag
4. VALORACIÓN REDOX:
Es similar a la valoración ácido-base.
Hay que determinar el número de moles de la especie oxidante y reductora, las
cuales reaccionan entre sí.
El número de moles de electrones que pierde el oxidante es igual a los que
gana el reductor.
Si “a” es el número de electrones que captura el oxidante y “b” los que pierde
el reductor, sabremos que “a” moles de reductor reaccionan con “b” moles de
oxidante.
VOX · [OXIDANTE] · b (nº e-
perd.) = VRED · [REDUCTOR] · a (nº e-
gan.)
Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o reductora hay
que dividir su masa molecular por el número de electrones ganados o
perdidos:
M eq=
M
nº deelectrones
De esta manera:
neq (oxidante) = neq (reductora)
Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de qué sustancia se
trata, es necesario conocer en qué sustancia se transforma (semirreacción).