Pila

Hay un gran número de reacciones que implican transferencia de electrones de una forma evidente, y otras, de forma sutil. Son ejemplos de este tipo de reacciones:

En ambas reacciones, el estado de oxidación del cinc aumenta de 0 a +2, en tanto que el cobre disminuye de +2 a 0 en el primer caso y el hidrógeno disminuye de +1 a 0 en el segundo caso. Las reacciones químicas en las que el estadode oxidación de una o más sustancias cambia, se llaman REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (o simplemente REDOX).

Una reacción de oxidación implica la pérdida de electrones. En cambio la reducción implica la ganancia de electrones. En general las reacciones de oxidación y reducción comprenden la transferencia de electrones de un átomo que se oxida a un átomo que se reduce. La transferencia deelectrones que ocurre en la reacción del ejemplo (2) produce energía en forma de calor; la reacción está termodinámicamente “favorecida” y procede en forma espontánea. La transferencia de electrones que ocurre durante las reacciones de oxidación-reducción también se puede utilizar para producir energía en forma de ELECTRICIDAD. En otros casos utilizamos la energía eléctrica para que ocurrandeterminados procesos químicos que no son espontáneos. La rama de la química que se refiere a las relaciones entre electricidad y reacciones químicas es la ELECTROQUÍMICA.

¿Cómo determinar si una reacción química es de oxidación-reducción? Lo podemos hacer mediante una revisión de los números de oxidación de todos los elementos que participan en la reacción.

Escribiendo el número de oxidación de cadaelemento abajo de la ecuación, podemos ver con facilidad los cambios que ocurren en el estado de oxidación. El estado de oxidación de Zn cambia de 0 a +2, y el Cu cambia de +2 a 0.

¿Pero cómo determinar el estado de oxidación de los elementos? El estado de oxidación se define simplemente como la carga que resulta cuando los electrones de los enlaces covalentes se asignan al átomo maselectronegativo; es la carga que un átomo podría tener si sus enlaces fueran iónicos. Así, los estados de oxidación del son -2, -1, +1, +2, +3, respectivamente. El estado de oxidación de un elemento puro en cualquiera de sus formas alotrópicas es siempre cero.
Conjuntos de reglas utilizadas para asignar estados de oxidación en los elementos en moléculas poliatómicas:

1. El estado de oxidación de todoslos elementos puros en cualquier forma alotrópica es cero.
2. El estado de oxidación del oxígeno es -2 en todos sus compuestos, excepto en los peróxidos como el H2O2 y el Na2O2, en que es –1.
3. El estado de oxidación del hidrógeno es +1 en todos sus compuestos, excepto en los que forma con los metales, donde es -1 (hidruros).
4. Los demás estados de oxidación se eligen de forma que la sumaalgebraica de los estados de oxidación sea igual a la carga neta de la molécula o ion.
5. También es útil recordar que ciertos elementos muestran casi siempre el mismo estado de oxidación: +1 para los metales alcalinos, +2 para los metales alcalino-térreos y -1 para los halógenos, excepto cuando están combinados con el oxígeno u otro halógeno.


EJEMPLOS:

1.- Determinar los estados deoxidación del cloro y del nitrógeno en los iones ClO- y NO3-.

Ambos son iones con carga neta -1, por lo tanto, la suma de todos los estados de oxidación a de ser = -1, ambos iones cuentan con la presencia de oxígeno cuyo estado de oxidación es -2, por lo tanto:

ClO- ; [Cl + (-2)] = -1 ; por lo tanto Cl = +1
NO3- ; [N + (-2)x3] = -1 ; por lo tanto N = +5

2.- Determinar el estado de oxidacióndel nitrógeno en el ion amonio, NH4+.

En este ejemplo el ion amonio tiene carga neta +1, por lo tanto la suma de todos los estados de oxidación a de ser = +1, el hidrógeno actúa con estado de oxidación +1, por lo tanto:

NH4+ ; [N + (+1)x4] = +1 ; por lo tanto N = -3

3.- Determinar el estado de oxidación del azufre, S, en el ácido sulfúrico, H2SO4.

En este caso la molécula tiene carga...