Equilibrio De Oxidación - Reducción

VIII UNIDAD: EQUILIBRIO DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN
En estas reacciones la partícula que se transfiere es el electrón.
En muchas reacciones de óxido - reducción (reacciones redox) hay una transferencia neta de electrones; pero en otras reacciones redox no hay transferencia de electrones. Sin embargo, podemos comprobar que en estas reacciones hay cambios de los estados de oxidación de algunasespecies.
Los dadores de electrones se llaman reductores; los aceptores de electrones se llaman oxidantes.
Suponiendo que se transfieren “n” electrones, el esquema general de estas reacciones será:
Reductor1  Oxidante1 + n e-
Oxidante2 + n e-  Reductor2

Reductor1 + Oxidante2  Oxidante1 + Reductor2

El oxidante1 con respecto al reductor1, se designa como oxidanteconjugado1; igual cosa ocurre con el reductor2 respecto al oxidante2, se designa como el reductor conjugado2.
Con el objeto de aclarar el mecanismo de estas reacciones y de ocupar el lenguaje técnico que se merecen, será necesario introducir previamente el concepto de número o estado de oxidación.
A) Número o estado de oxidación
Cada átomo de un compuesto se caracteriza por un estado de oxidación,debido a los electrones ganados o cedidos con respecto al átomo aislado. La carga que se asigna a cada átomo recibe el nombre de número o estado de oxidación.
Para asignar los números de oxidación se emplean un conjunto de reglas, que podemos resumir del modo siguiente:
a) Todos los elementos en estado libre o sin combinar, tienen estado de oxidación cero. Por ejemplo: K, Cu, H2, P4, etc.
b) Elnúmero de oxidación del oxígeno es -2, en la mayoría de sus compuestos, excepto en los peróxidos que es -1, por ejemplo H2O2.
c) El hidrógeno, cuando se combina con un elemento no metálico tiene número de oxidación +1; y es -1 cuando se combina con un elemento metálico.
d) El número de oxidación de un ion es igual a la carga del ion. Por ejemplo, el ion aluminio, , tiene número de oxidación +3;el ion sulduro, S-2, es -2.
e) La suma de los estados de oxidación de un compuesto neutro es cero. Por ejemplo, el óxido de aluminio, H3PO4:
f) La suma de los estados de oxidación en un ion poliatómico es igual a la carga del ion. Por ejemplo, el ion fosfato, .
Con estas reglas se puede determinar fácilmente el número de oxidación de cualquier elemento en un compuesto químico.
B)Mecanismo de las reacciones redox
Se pueden definir nuevamente estas reacciones tomando ahora como elemento de juicio el número de oxidación. El valor de este último se ubica sobre el elemento correspondiente, por ejemplo:


Analicemos con esta nueva disposición, las siguientes reacciones redox:
a) MnO2 + HCl  Cl2 + MnCl2 + H2O

b) HNO3 + Fe+2  Fe+3 + H2O + NO

Nótese que enellas hay ciertos elementos que cambian el número de oxidación que tenían como reactante. Luego, la conclusión que podemos sacar de ello es: en las reacciones redox hay cambio en los números de oxidación de algunos elementos.
El elemento que aumenta su número de oxidación se oxida, y al hacerlo actúa como reductor. El elemento que disminuye su número de oxidación se reduce, y al hacerlo actúacomo oxidante.
El reductor cede electrones, podemos decir ahora que se oxida perdiendo electrones y se transforma en una nueva sustancia. Esta última será llamada de aquí en adelante, sustancia oxidada o agente reductor.
El oxidante acepta electrones, por lo tanto, se reduce ganando electrones y se transforma en una sustancia reducida o agente oxidante.
El manejo conveniente de estas ideas noslleva finalmente a definir oxidación y reducción.

OXIDACIÓN: proceso en el cual se produce un aumento del número de oxidación de una especie, que se consigue perdiendo electrones.
REDUCCIÓN: proceso en el cual se produce una disminución del número de oxidación de una especie, que se consigue ganando electrones.
La variación en el número de oxidación coincide con el número de electrones...