Resumen de Reacciones Redox: Oxidación y Reducción

## Introducción Las reacciones de **oxidación-reducción (redox)** son transformaciones químicas en las que ocurren cambios en los estados de oxidación de los elementos. Estas reacciones son fundamentales en procesos industriales, biológicos y cotidianos como la corrosión, la respiración celular y la galvanoplastia. > **Definición:** Una reacción de oxidación-reducción es aquella en la que hay transferencia de electrones entre especies químicas, provocando cambios en sus estados de oxidación. ## Conceptos básicos desglosados ### Número de oxidación - El **número de oxidación** (o estado de oxidación) indica la carga que tendría un átomo si los electrones se asignaran completamente a los átomos más electronegativos. - Reglas prácticas: el H suele ser $+1$, el O suele ser $-2$, metales en estado elemental tienen $0$. > **Definición:** El número de oxidación es un valor entero asignado a un átomo en una molécula o ion que refleja su grado de pérdida o ganancia de electrones. ### Oxidación y reducción - **Oxidación:** pérdida de electrones; aumenta el número de oxidación. El que se oxida es el **agente reductor**. - **Reducción:** ganancia de electrones; disminuye el número de oxidación. El que se reduce es el **agente oxidante**. > **Definición:** Agente reductor es la especie que dona electrones; agente oxidante es la que acepta electrones. ### Cómo identificar cambios de oxidación 1. Asigna números de oxidación a los átomos involucrados usando reglas. 2. Compara el número inicial y final; si aumenta, se oxida; si disminuye, se reduce. 3. Balancea electrones intercambiados para conservar la carga y la masa. ## Ejemplos prácticos (basados en las reacciones de estudio) Para cada ejemplo se muestra cómo cambian los números de oxidación y quién es el agente oxidante o reductor. ### Ejemplo 1 $$\ce{2 Sb(OH)3 + 3 K2SiNO2 -> 2 Sb + 3 K2SiNO3 + 3 H2O}$$ - Sb pasa de $+3$ a $0$ (reducción) porque gana electrones; por tanto Sb es **agente oxidante**. - Sh (parece ser S o símbolo dado como "Sh") pasa de $+2$ a $+4$ (oxidación) y actúa como **agente reductor**. - Verificación de electrones: $\text{Sh}: 2\times 3 = 6$, $\text{Sb}: 3\times 2 = 6$ (electrones intercambiados igualados). ### Ejemplo 2 $$\ce{Fe + Cu(NO3)2 -> Fe(NO3)2 + Cu}$$ - Fe: $0 \to +2$ (se oxida) → Fe es **agente reductor**. - Cu: $+2 \to 0$ (se reduce) → Cu es **agente oxidante**. - Transferencia: Fe dona 2 electrones, Cu recibe 2 electrones. ### Ejemplo 3 $$\ce{Si + 2 H2SO4 -> SiO2 + 2 SO2 + 2 H2O}$$ - Si: $0 \to +4$ (se oxida) → Si es **agente reductor**. - S (en H2SO4): $+6 \to +4$ (se reduce) → el ion sulfato actúa como **agente oxidante**. ### Ejemplo 4 $$\ce{H2S + H2SO4 -> SO2 + S + 2 H2O}$$ - En H2S, el S pasa de $-2$ a $0$ (oxidación) → H2S es **agente reductor**. - En H2SO4, el S pasa de $+6$ a $+4$ (reducción) → H2SO4 actúa como **agente oxidante**. ### Ejemplo 5 $$\ce{3 Cu + 8 HNO3 -> 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O}$$ - Cu: $0 \to +2$ (se oxida) → Cu es **agente reductor**. - N (en HNO3) pasa de $+5$ a $+2$ (se reduce) → el nitrato es **agente oxidante**. - Balanceo de electrones: cobre dona 6 e- en total y N gana 6 e- en conjunto. ### Ejemplo 6 $$\ce{Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu}$$ - Zn: $0 \to +2$ (se oxida) → Zn es **agente reductor**. - Cu: $+2 \to 0$ (se reduce) → Cu es **agente oxidante**. ## Tabla comparativa: agentes y cambios de número de oxidación | Proceso | Cambio de número de oxidación | Papel | |---|---:|---| | Oxidación | aumento del número de oxidación | Agente reductor (pierde e-) | | Reducción | disminución del número de oxidación | Agente oxidante (gana e-) | ## Cómo balancear reacciones redox (breve guía) 1. Escribe semirreacciones de oxidación y reducción con los números de oxidación. 2. Balancea elementos distintos a O y H. 3. Balancea O con $\ce{H2O}$ y H con $\ce{H+}$ (en medio ácido) o $\ce{OH-}$ (en medio básico). 4. Igualar electrones transferidos multiplicando semirreacciones. 5. Sumar y simplificar para obtener la ecuación balan