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REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

¿Qué tienen en común un incendio forestal, la oxidación del acero, la combustión en los vehículos y el metabolismo de los alimentos en el cuerpo humano? Todos estos importantes procesos son reacciones de óxido-reducción. De hecho prácticamente todos los procesos que proporcionan energía para calentar casas, dar potencia a los vehículos y permiten que las personastrabajen y jueguen dependen de reacciones de óxido-reducción. Cada vez que se enciende un automóvil o una calculadora, se mira un reloj digital o se escucha radio en la playa, se depende de una reacción de óxido-reducción que da potencia a las baterías que usan estos dispositivos.

Reacciones de óxido-reducción
Veamos la siguiente reacción: el cloruro de sodio se forma al reaccionar sodioelemental con cloro.

2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s)

Como el sodio y el cloro elementales contienen átomos neutros y se sabe que el cloruro de sodio contiene iones Na+ y Cl- , en esta reacción debe efectuarse una transferencia de electrones de los átomos de sodio a los de cloro. Las reacciones de este tipo en las cuales se transfieren uno o más electrones se llaman reacciones de óxido-reducción oreacciones redox.

La oxidación se define como pérdida de electrones y la reducción es la ganancia de electrones. Al reaccionar el cloro y el sodio elementales, cada átomo de sodio pierde un electrón y forma un ion 1+; por tanto, se dice que el sodio se oxida. Cada átomo de cloro gana un electrón y forma un ion cloruro negativo, y por tanto se reduce. Siempre que un metal reacciona con un nometal para formar un compuesto iónico se transfieren electrones del metal al no metal; en consecuencia, estas reacciones siempre son de óxido-reducción y el metal se oxida (pierde electrones) y el no metal se reduce (gana electrones).

Ejemplo 1 En las siguientes reacciones identifique el elemento que se oxida y el que se reduce

a. 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

b. 2Al(s) + 3I2(s)2AlI3(s)

Solución:
a. Se sabe que los metales del grupo 2 forman cationes 2+ y los no metales del grupo 6 forman aniones 2-, por lo que se predice que el óxido de magnesio contiene iones Mg2+ y O2- Esto significa que en la presente reacción cada Mg pierde dos electrones para formar Mg2+ y por tanto se oxida. Además cada O gana dos electrones para formar O2- y se reduce.
b. Él ioduro dealuminio contiene iones Al3+ e I- de manera que los átomos de aluminio pierden electrones (se oxidan) y los de yodo ganan electrones (se reducen).

Aunque las reacciones entre metales y no metales se identifican como redox, es más difícil decidir si una reacción entre no metales es también de este tipo. De hecho en la mayoría de las reacciones redox importantes participan solamente no metales. Porejemplo, en reacciones de combustión, como la de metano con oxígeno:

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) + energía

Son procesos de óxido-reducción. Aunque ninguno de los reactivos o productos de la reacción es iónico si hay una transferencia de electrones del carbono al oxígeno. Para explicar lo anterior es necesario introducir el concepto de estados de oxidación.

Estadosde oxidación
El concepto de estados de oxidación (llamados en ocasiones números de oxidación) permite saber qué ocurre con los electrones en las reacciones de óxido-reducción asignando cargas a los diversos átomos de un compuesto. En ocasiones estas cargas son aparentes. Por ejemplo, en un compuesto iónico binario los iones tienen cargas que se identifican fácilmente: en el cloruro de sodio, elsodio es + 1 y el cloro es -1; en el óxido de magnesio el oxígeno es -2 y el magnesio es +2; y así sucesivamente. En estos compuestos iónicos binarios los estados de oxidación son simplemente las cargas de los iones.

Ion Estado de oxidación
Na+ +1
Cl- -1
Mg2+ +2
O2- -2

En un elemento puro todos los átomos son neutros. Por ejemplo el sodio metálico contiene...