2. 1. Número de oxidación
Carga real o ficticia que se asigna a cada átomo de una molécula
El estado de oxidación de un elemento neutro en estado libre es igual a cero.
El estado de oxidación de un ión simple es su propia carga eléctrica.
El estado de oxidación del hidrógeno en todos sus compuestos es igual a + 1, salvo en los
hidruros, en los que actúa con estado de oxidación -1
El estado de oxidación del oxígeno en todos sus compuestos es igual a - 2, salvo en los
peróxidos, en los que actúa con estado de oxidación -1
El estado de oxidación de los elementos halógenos (flúor cloro, bromo y yodo) en todos los
halogenuros es igual a -1
El estado de oxidación de los elementos anfígenos (azufre, selenio y teluro) en los sulfuros,
seleniuros y telururos es igual a -2
El estado de oxidación de los elementos alcalinos y la plata en todos sus compuestos es igual a
+ 1
El estado de oxidación de los elementos alcalino-térreos, el cinc y el cadmio en todos sus
compuestos es igual a + 2
El estado de oxidación de boro y aluminio en todos sus compuestos es igual a + 3
En un compuesto neutro, la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos
que lo forman es nula
En un ión, la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos que lo forman
es igual a la carga de dicho ión
3. 2. Concepto de oxidación y reducción
Un elemento se oxida cuando cede o pierde electrones. Por lo
tanto, su número de oxidación aumenta
Un elemento se reduce cuando capta o gana electrones. Por lo
tanto, su estado de oxidación disminuye
4. 3. Reacciones de oxidación-reducción
Una reacción de oxidación-
reducción (redox) es un proceso
químico en el que dos sustancias
intercambian electrones
Un oxidante es una sustancia
que oxida a otra: el oxidante se
reduce mientras que el otro
reactivo se oxida.
Un reductor a la sustancia que
reduce a otra: el propio
reductor se oxida mientras que
el otro reactivo se reduce
5. 4. Método del ión-electrón:
medio ácido
A ) Identificación de los elementos que cambian de estado de oxidación
Dicromato de potasio + cloruro de potasio + ácido sulfúrico → Sulfato de cromo (III) + cloro + agua + sulfato de
potasio.
K2Cr2O7 + KCl + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Cl2 + H2O + K2SO4
B) Establecimiento de las semiecuaciones iónicas de oxidación y de reducción
K2Cr2O7 → 2 K+
+ Cr2O7
2-
KCl → K+
+ Cl -
Cr2(SO4)3 → 2 Cr3+
+ 3 SO4
2-
Reducción: Cr2O7
2-
→ Cr+3
Oxidación: Cl -
→ Cl2
6. 4. Método del ión-electrón:
C) Ajuste del elemento que cambia de estado de oxidación
Reducción: Cr2O7
2-
→ 2 Cr+3
Oxidación: 2 Cl -
→ Cl2
D) Ajuste de los átomos de oxígeno ( misma cantidad de moléculas de agua)
Reducción: Cr2O7
2-
→ 2 Cr+3
+ 7 H2O
Oxidación: 2 Cl -
→ Cl2
E) Ajuste de los átomos de hidrógeno (misma cantidad de protones por el medio ácido):
Reducción: Cr2O7
2-
+ 14 H+
→ 2 Cr+3
+ 7 H2O
Oxidación: 2 Cl -
→ Cl2
8. 4. Método del ión-electrón:
medio básico
A) Identificación de los elementos que cambian de estado de oxidación
Sulfato de cromo (III) + clorato de potasio + hidróxido de potasio → cromato de potasio + cloruro de potasio +
sulfato de potasio + agua
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
B) Establecimiento de las semiecuaciones iónicas de oxidación y de reducción
Oxidación: Cr+3
→ CrO4
2-
Reducción: ClO3
-
→ Cl-
C) Ajuste del elemento que cambia de estado de oxidación
No es necesario realizarlo porque ya están ajustados
9. 4. Método del ión-electrón:
D) Ajuste de los átomos de oxígeno O + H2O → 2 OH-
Oxidación: Cr+3
+ 8 OH -
→ CrO4
2-
+ 4 H2O
Reducción: ClO3
-
+ 3 H2O → Cl-
+ 6 OH–
E) Ajuste de los átomos de hidrógeno H + OH-
→ H2O
No es necesario realizarlo porque ya están ajustados
F) Ajuste de la carga eléctrica
Oxidación: Cr +3
+ 8 OH -
→ CrO4
2-
+ 4 H2O + 3 e-
Reducción: ClO3
-
+ 3 H2O + 6 e-
→ Cl-
+ 6 OH-
13. 6. Potencial normal de reducción
Par redox: dos especies químicas
relacionadas entre sí por un
proceso de intercambio de
electrones
Potencial de electrodo: magnitud
que mide la parte de energía
suministrada en la reacción de
reducción de un par redox
Electrodo de referencia de
hidrógeno: electrodo de referencia
cuyo potencial de referencia es
nulo
14. 7. Espontaneidad de los procesos redox
Potencial de una reacción: suma
de los potenciales de los pares redox
Una reacción redox es espontánea
cuando su potencial es positivo
∆Gº= −n.F.Eº
Eº= Eoxidación
o
+ Ereducción
o
15. 7. Ley de Nernst
Ley de Nernst: establece la
dependencia del potencial de una
pila con las concentraciones de
reactivos y productos
E = Eº−
R.T
n.F
ln
Productos[ ]
Reactivos[ ]
17. 9. Electrólisis.
Electrólisis: proceso en el que
se emplea energía eléctrica para
llevar a cabo la descomposición
química de una sustancia
Cátodo: reducción del catión
Cu2+
+ 2 e-
→ Cu
⊕ Ánodo: oxidación del anión
2 Cl-
→ Cl2 + 2 e-
18. 9. Leyes de Faraday
1. La masa de un elemento obtenida en un
electrodo es proporcional a la carga eléctrica
que ha circulado durante el proceso
2. Las masas de diferentes elementos obtenidas
en un electrodo durante el transcurso de una
electrólisis son proporcionales a sus masas
equivalentes
3. La cantidad de carga necesaria para depositar
un equivalente de cualquier elemento es
96500 C
m =
Meq
F
I.t Meq =
Mat
valencia
