Números de oxidación

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Números de oxidación 
En las reacciones de óxido-reducción, en las que no intervienen especies iónicas, es 
necesario introducir el concepto de número de oxidación. 
El número de oxidación de un elemento en un compuesto iónico es igual a la carga del ion 
que ha formado. El número de oxidación también es conocido como estado de oxidación. 
Los números de oxidación permiten identificar, a simple vista, los elementos que se han 
oxidado y reducido. En la oxidación un átomo sufre un aumento algebraico del número de 
oxidación, debido a la pérdida de electrones. En la reducción un átomo sufre una 
disminución algebraica en su número de oxidación, originada por la ganancia de 
electrones. 
No siempre es obvio saber, solo con las cargas, si una sustancia está oxidando, reduciendo 
o no participa en esos procesos. Las siguientes reglas serán útiles para la asignación de los 
números de oxidación: 
1. En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tiene un 
número de oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, O2 y P4 tienen 
el mismo número de oxidación: cero. 
2. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es 
cero. 
3. Para los iones monoatómicos (constituidos por un solo átomo) el número de 
oxidación es igual a la carga del ion. Todos los metales alcalinos tienen un número 
de oxidación de +1, y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de 
oxidación de +2 en sus compuestos. Entonces, el ion LI+ tiene un número de 
oxidación de +1; el Ba2+, +2, y así sucesivamente. 
4. El número de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de los compuestos, pero en 
el peróxido de hidrógeno (H2O2) y en el ión peróxido (O2
2-) es -1 
5. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado con 
metales en compuestos binarios. En estos casos, su número de oxidación es -1. 
6. El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos. Los otros 
halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se encuentran 
como iones halogenuro en los compuestos. Cuando están combinados con 
oxígeno, como en los oxiácidos y en los oxianiones, tienen números de oxidación 
positivos. 
7. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos 
debe ser cero. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de 
todos los elos elementos debe ser igual a la carga neta del ion. 
8. Los números de oxidación no tienen que ser enteros. Por ejemplo, el número de 
oxidación del O en el ion superóxido, O2
- es -½. 
 
 
Agentes oxidantes y reductores 
Las reacciones de oxidación-reducción, o reacciones redox, se consideran como 
reacciones de transferencia de electrones. Una reacción redox se puede separar en 
semirreacciones que muestran explícitamente los electrones transferidos en la reacción. 
La reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que implica la pérdida de electrones 
y la reacción de reducción es una semirreacción que implica una ganancia de electrones. 
Otros términos importantes son agente oxidante y agente reductor. Un agente oxidante 
es aquel que acepta electrones al reducirse y un agente reductor es el que dona 
electrones al oxidarse. En un ejemplo será más claro identificar cada uno de estos 
términos. 
 
 
 
Balanceo de reacciones de oxidación-reducción 
Las reacciones oxido-reducción no siempre pueden ser balanceadas por métodos simples 
como el algebraico o el de tanteo. Ya que estas pueden estar balanceadas en cuanto a 
partículas, pero los electrones pueden no encontrarse balanceados, los cual puede ser 
apreciado al revisar la carga neta a cada lado de la ecuación. 
A continuación se mencionan algunas reglas básicas para escribir las oxidaciones y 
reducciones, para que puedan predecirse los productos al momento de examinar los 
reactivos: (Resenberg, Epstein y Krieger, 2009) 
a) Si se reduce un halógeno libre, el producto debe ser el anión halogenuro (número 
de oxidación -1) 
b) Si un metal sólo tiene un número de oxidación positivo y se oxida, el número de 
oxidación del producto sólo puede ser ese número de oxidación. 
c) Las reducciones del ácido nítrico concentrado, HNO3, forman NO2. La reducción del 
ácido nítrico diluido puede formar NO, N2, NH4+ u otros productos, dependiendo 
de la naturaleza del agente reductor y del grado de dilución. 
d) El MnO2 y el ion permanganato, MnO4
-, se reduce a Mn2+ en disolución ácida. El 
producto de reducción del permanganato en disolución neutra o básica puede ser 
MnO(OH), MnO2 o MnO4
2-. 
e) Si se reduce un peróxido, el producto de la reducción debe contener oxígeno con 
el estado de oxidación -2, como en H2O u OH
-. Si se oxida un peróxido se forma 
oxígeno molecular y es posible que se forme un superóxido. 
f) El dicromato, Cr2O7
2-, se reduce en disolución ácida a Cr3+ 
En esta sección se explicará el método de las semirreacciones para el balanceo de 
ecuaciones redox. En este método se reconocen las semirreacciones de oxidación y 
reducción y se incluyen los electrones que se transfieren en cada una de ellas y si estos 
electrones se ganan o se pierden. Los pasos son los siguientes: (Resenberg, Epstein y 
Krieger, 2009) 
1. Identifica el estado de oxidación de cada elemento que participa en la reacción. 
2. Con esto, determina los átomos que se oxidan y se reducen. 
3. Escribe las semirreacciones de reducción 
a. Asegúrate que el átomo que se reduce esté balanceado (la misma cantidad 
en ambos lados). 
b. Agrega electrones en el lado izquierdo; el átomo que se reduce toma esos 
electrones. 
c. Si es necesario balancea la semirreacción: 
i. Usa H+ y H2O para balancear la ecuación, si la disolución es ácida. 
ii. Use OH- y H2O para balancear la ecuación, si la disolución es básica. 
4. Escriba la semirreacción de oxidación: 
a. Asegúrate que el átomo que se oxida esté balanceado (la misma cantidad 
en ambos lados). 
b. Agrega electrones en el lado derecho, recuerda que son los electrones que 
libera el átomo que se oxida. 
c. Si es necesario balancea la ecuación. 
i. Usa H+ y H2O para balancear la ecuación, si la disolución es ácida. 
ii. Use OH- y H2O para balancear la ecuación, si la disolución es básica. 
5. Las semirreacciones se pueden sumar para obtener una reacción neta, que es la 
reacción de oxidación-reducción. Sin embargo, esta suma no puede hacerse hasta 
que la cantidad de electrones sea igual en ambos lados de la reacción. La forma en 
que se realizan los ajustes es conservando la relación de coeficientes en la 
semirreacción individual balanceada, multiplicando todos los participantes en una 
ecuación por el mismo número y así obtener el mismo número de electrones en 
ambos lados de las semirreacciones. Recuerda utilizar siempre números enteros. 
6. Suma la semirreacciones y simplifica los elementos o compuestos que sean iguales 
en ambos lados de la ecuación, así como los electrones. Recuerda que en la 
reacción total no debe haber electrones, protones o hidroxilos en ambos lados de 
la ecuación. 
7. Recuerda asegurarte de que todos los elementos del lado izquierdo de la ecuación 
sea igual a los del lado derecho. También se debe comprobar que la carga neta del 
lado izquierdo de la reacción sea igual a la del lado derecho. 
8. Finalmente, verifica que los coeficientes de la ecuación no se puedan dividir entre 
un mismo número. 
Revisa los problemas resueltos y haz los que se te indican como trabajo extraclase. 
Cualquier duda no olvides notificármelo en un correo.