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.

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.

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Ejemplo:

Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂ es una reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción.

Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂

E.O.:    +3  –2     +2 –2         0      +4 –2  

Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).

Oxidación: El C aumenta su  E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e^– con el O a compartir los 4 electrones).