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ÓXIDO REDUCCIÓN


INTRODUCCION
En los llamados enlaces covalentes puros, como los formados en moléculas homonucleares (por ejemplo: H2, O2, etc), ningún átomo ejerce mayor atracción que otro sobre los electrones compartidos que forman el enlace. En cambio, en los covalentes polares, que se forman en moléculas con átomos diferentes (por ejemplo en cloruro de hidrógeno), el átomo máselectronegativo ejerce mayor atracción por los electrones de unión que el otro. Es así que se puede hablar de una densidad electrónica negativa sobre el átomo más electronegativo y una densidad electrónica positiva sobre el átomo menos electronegativo, es decir, existe polaridad de enlace.
Si la diferencia de electronegatividad es lo suficientemente grande entonces se forma un enlace iónico, en elcual los electrones se transfieren por completo de un átomo a otro. Por ejemplo, la reacción entre el sodio y el cloro para formar cloruro de sodio consiste en transferir un electrón del sodio al cloro. Podemos imaginar la reacción total que resulta, utilizando dos procesos separados:
I)

II)
Cada uno de los procesos I y II se denomina hemireacción. Un proceso tal como elde la hemireacción I, en el cual existe pérdida de electrones, se denomina OXIDACION. Un proceso en el cual se ganan electrones, como el de la hemireacción II, se denomina REDUCCION. De una sustancia que pierde electrones se dice que se oxida, de una sustancia que gana electrones se dice que se reduce.
Si consideramos ahora un enlace covalente polar, como el que se establece entre el cloro y elhidrógeno en el cloruro de hidrógeno, debido a que el cloro es el más electronegativo, el electrón se encuentra desplazado hacia el mismo:



Es así que parece razonable “asignar” el par de electrones compartidos al átomo de cloro, quedando éste con un electrón de valencia más que el átomo de cloro neutro, con lo cual estamos “asignando” al cloro una carga -1, y como el hidrógeno sedespoja de un electrón se le puede “asignar” la carga +1.
Las cargas que se asignan así, se denominan números de oxidación. El número de oxidación de un átomo puede variar de un compuesto a otro.
Aún cuando es posible determinar el número de oxidación utilizando las estructuras de Lewis, es más fácil determinarlo utilizando las siguientes reglas:

1. El número de oxidación de un elemento enestado libre -es decir, que no forma parte de un compuesto como: Na, O2, H2, Cl2, etc., es cero.
2. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un compuesto es cero.
3. El número de oxidación de un ión monoatómico como: Na+ , Cl- , S= , Fe+3 , etc., es igual a su carga.
4. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ión poliatómico como: SO4= , NO3- , NH4+,etc., es igual a la carga del ión.
5. El hidrógeno combinado, generalmente posee número de oxidación +1, excepto en los hidruros -compuestos que forma con metales de los grupos IA y IIA- en los que le corresponde el estado -1.
6. El oxígeno por lo general posee número de oxidación -2, excepto en los peróxidos, como el agua oxigenada, H2O2 en que posee -1.

Las reacciones en las quecambian los números de oxidación de los átomos se conocen con el nombre de reacciones de oxidación- reducción ( o redox)
Se dice que los átomos que aumentan su número de oxidación (pierden electrones) se oxidan. Y se dice que los átomos que disminuyen su número de oxidación (ganan electrones) se reducen.
Es evidente que un proceso de reducción implica simultáneamente un proceso equivalente deoxidación y que el número de electrones ganados por un átomo, debe ser igual al número de electrones cedido por otro átomo en el mismo proceso total.

Por ejemplo: la reacción de una sal de plata, en la cual ésta se halla como ión monovalente (Ag+), con cinc metálico (Zno), producen la reducción de la plata y la oxidación del cinc. Si escribimos las hemireacciones:

Zno — Zn +2 + 2 e -...