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Reacciones Óxido – Reducción
Ricardo RodriguezReacciones REDOX
Las reacciones de oxidación-reducción se consideran como procesos de transferencia de electrones. A diferencia de las reacciones ácido-base o las reacciones de precipitación, las reacciones redox se caracterizan por cambios en el estados de oxidación de los reactivos. Los estados de oxidación de los elementos se determinan con elnúmero de oxidación.
En todas las reacciones redox, existe un reactivo que se oxida y otro que se reduce. Como excepción, existen reacciones donde una misma sustancia se oxida y a la vez se reduce. Estas reacciones se denominan Reacciones de desproporción.
Proceso de oxidación y reducción
Considere la reacción entre el magnesio metálico y el oxígeno gaseoso para formar óxido de magnesiosólido:
2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)
Escribiendo la ecuación anterior en forma iónica:
2 Mg0 (s) + O02 (g) 2 Mg+2 O-2 (s)
Se puede observar en la reacción anterior que el Mg pasa del estado de oxidación cero (0) al estado de oxidación +2, mientras que el oxígeno lo hace desde cero (0) al -2. En otras palabras, el Mg aumentó su estado de oxidación, mientras que el oxígeno disminuyó su estado deoxidación.
El término oxidación implica la pérdida de electrones, lo que conlleva a un aumento en el número de oxidación. La reducción es el proceso contrario a la oxidación, es decir, la reducción es la ganancia de electrones que conduce a una disminución del número de oxidación.
Si continuamos con el ejemplo anterior podemos decir que el Mg se oxida, cediendo electrones y aumentado su número deoxidación, mientras que el oxígeno se reduce debido a que capta, acepta o gana los electrones cedidos por el magnesio, disminuyendo su número de oxidación.
Agentes Oxidantes y Reductores
Una sustancia actúa como agente oxidante cuando acepta electrones logrando que la especie donante de electrones se oxide. Una sustancia actúa como agente reductor cuando al donar electrones, haciendo que lasustancia que reciba los mismos se reduzca. En el ejemplo anterior, se dice que el magnesio actúa como agente reductor, debido a que dona electrones, haciendo que el oxígeno se reduzca. El oxígeno se reduce y actúa como agente oxidante porque acepta los electrones del magnesio y hace que éste se oxide. Entonces podemos decir que:
El agente Oxidante Capta electrones Disminuye su número deoxidación Se reduce
El agente Reductor Dona electrones Aumenta su número de oxidación Se oxida
Reglas para asignar los números de oxidación
En los elementos libres (es decir, es estado no combinado) cada átomo tiene número de oxidación cero. Así el H2, Cl2, Cu, P4, Na tienen el mismo número de oxidación que es cero.
Para los iones constituidos por un solo átomo (iones monoatómicos) el nro. deoxidación es igual a la carga del ión. Entonces el ión Li+1 tiene número de oxidación +1, el ión Ba+2 tiene nro. De oxidación de +2, el ión O-2 tiene nro. De oxidación de -2 y así sucesivamente. Todos los metales alcalinos tienen número de oxidación de +1, y todos los alcalinotérreos tiene número de oxidación +2 en sus compuestos. El Aluminio tiene nro. de oxidación +3 en todos sus compuestos.
Elnúmero de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de sus compuestos (por ejemplo CaO y H2O), pero en el peróxido de Hidrógeno es de -1.
El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuanto está enlazado con metales en compuestos binarios (hidruros metálicos). En estos casos su número de oxidación es -1. Por ejemplo CaH2, LiH, etc.
El flúor tiene número de oxidación -1 en todos suscompuestos. Los demás halógenos (Cl, Br y I) tiene números de oxidación de -1 cuando se encuentran como iones halogenuro en sus compuestos (es decir, como cloruro, bromuro, ioduro). Ejemplos: Cloruro de Hidrógeno (HCl), Bromuro Férrico (FeBr3), Ioduro de Potasio (KI). Cuando están combinados con el oxígeno (en los anhídridos, oxiácidos y oxianiones) tienen números de oxidación positivos. Ejemplos:...