Reacciones redox: Oxidación y reducción

Reacciones de oxidación-reducción

Una reacción de oxidación-reducción es aquella reacción en la que tiene lugar un intercambio de electrones. Son reacciones simultáneas, es decir, siempre que existe una oxidación deberá existir una reducción. 

Oxidación

La oxidación es aquel proceso en el que una especie química pierde electrones. El agente reductor reduce al otro elemento, por lo que se oxida y pierde electrones. 

Ejemplo

Indica la reacción de oxidación del magnesio $$(Mg)$$.

​$$Mg\rightarrow Mg^{2+}+2e^-$$​​

Reducción

La reducción es aquel proceso en el que una especie química gana electrones. El agente oxidante oxida al otro elemento, por lo que se reduce y gana electrones.

Ejemplo

Indica la reacción de reducción del azufre $$(S)$$.

​$$S+2e^-\rightarrow S^{2-}$$​​

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Truco: Los metales suelen oxidarse y los no metales reducirse. 

Identificar el agente reductor y oxidante 

• Deberás fijarte en los números de oxidación de cada elemento de la reacción. 
• El elemento que experimente un aumento en el número de oxidación será el agente reductor y el que experimente una reducción será el agente oxidante. 
  

Ejemplo

Identifica cuáles son los elementos que se reducen y cuáles se oxidan en la siguiente reacción: 

​$$\overbrace{Zn}^{0}(s)+2\overbrace{HCl}^{+1\ -1}(aq)\rightarrow \overbrace{ZnCl_2}^{+2\ -1}(aq)+\overbrace{H_2}^{0}(g)$$

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El zinc $$(Zn)$$ se oxida, ya que pasa de tener un número de oxidación de $$0$$ a $$+2$$. Es el elemento reductor. 

El hidrógeno $$(H)$$ se reduce porque pasa de tener un número oxidación de $$+1$$ a $$0$$. El $$HCl$$ será el elemento oxidante. 

El cloro $$(Cl)$$ ni se reduce ni se oxida porque su número de oxidación no varía.