REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN

¿Alguna vez te has preguntado qué ocurre cuando dejamos un objeto de hierro a la intemperie y se recubre por una capa negruzca? Decimos que se ha oxidado.

Fotografía de Tama66 en Web bajo licencia Creative Commons CC0

Por otra parte, hay sustancias que contienen oxígeno y que lo pierden por acción de otras que tienden a captarlo. La sustancia que pierde el oxígeno se ha reducido.

Con posterioridad a esto, se descubrió que, sin intervención del oxígeno ni del hidrógeno, se podían producir reacciones similares. Esto indica que los conceptos de oxidación y reducción no están limitados a dos elementos y que hay que buscar otra causa más profunda. Ésta se basa en los electrones intercambiados.

Así, la oxidación es una reacción en la que un cuerpo pierde electrones, y la reducción es una reacción en la que un cuerpo gana electrones.

Por lo tanto, las reacciones de oxidación-reducción son aquellas en las que se transfieren electrones, y en ellas, una sustancia se oxida y otra se reduce; tienen lugar, por tanto, entre un oxidante y un reductor.

Estos términos son algo liosos, vamos a aclararlos: un oxidante es una sustancia que puede oxidar a otra mientras que ella se reduce, y un reductor es una sustancia que puede reducir a otra mientras ella se oxida.

Vamos a ver como ajustamos estas reacciones:

1º Escribimos la ecuación

FeCl₃ + SnCl₂ → FeCl₂ + SnCl₄

2º Se escriben las dos semirreacciones por separado, se multiplica cada una de ellas por el coeficiente necesario para que el número de electrones ganados y perdidos sea el mismo, y se suman ambas:

Semirreacción de reducción:

Fe³⁺ + 1e^- → Fe²⁺

Semirreacción de oxidación:

Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2e^-

Por lo tanto al haber 1e- en la de reducción y 2e- en la de oxidación, hay que multiplicar por 2 la de reducción:

2*(Fe³⁺ + 1e^- → Fe²⁺)

Y las sumamos:

2 Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2 Fe²⁺ + Sn⁴⁺

3º Se completa con el resto de los iones:

2 FeCl₃ + SnCl₂ ↔ 2 FeCl₂ + SnCl₄

En este enlace os dejo varios ejercicios de ajuste de reacciones redox.