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Reacciones de oxidación-reducción, redox

Típico ejemplo de reacción redox de oxidación de mealesque se da en la naturaleza
Oxidación metálica, ejemplo cotidiano de reacción de oxidación y reducción. Imagen de steven underhill en Pixabay.

En las reacciones de oxidación y reducción; en adelante denominadas redox, aparte de recombinarse los átomos de las especies químicas implicadas; también se produce una transferencia de electrones entre distintas especies químicas. El ejemplo más común de reacción redox es la corrosión de metales expuestos al aire; donde la formación del óxido metálico implica la transferencia de electrones del metal al oxígeno. $$\mathrm{2·Fe_{s}  \hspace{.3em}  + \hspace{.4em} ^3/_2·O_{2 \, g} \hspace{.3em} \longrightarrow  \hspace{.3em} Fe_{2}O_{3 \, s}} $$

En la reacción anterior; cada átomo de hierro pierde tres electrones $$ \mathrm{Fe \hspace{.3em} \longrightarrow \hspace{.3em} Fe^{+3} \hspace{.3em} + \hspace{.3em} 3·\bar{e}} $$ y cada átomo de oxígeno gana dos electrones. $$ \mathrm{O \hspace{.3em} + \hspace{.3em} 2·\bar{e} \hspace{.3em} \longrightarrow \hspace{.3em} O^{-2}} $$

Las reacciones redox

La reacción por la cual un átomo pierde electrones se conoce como oxidación; por el contrario la reacción por la que ganaría electrones se denomina reducción. Estas dos reacciones ocurren simultáneamente y son tratadas conjuntamente como una única reacción, llamada redox; cuyo requisito principal y obligatorio es que el número de electrones implicados en la oxidación tiene que ser el mismo que el de los electrones involucrados en la reducción. Veamos un ejemplo de ello. $$\mathrm{Síntesis  \hspace{.3em} de  \hspace{.3em} permanganato  \hspace{.3em} de  \hspace{.3em} sodio}$$ $$\mathrm{2\,MnO_{2} + 3\,NaClO + 2\,NaOH \longrightarrow 2\,NaMnO_{4} + 3\,NaCl + H_{2}O }$$ $$\mathrm{2\,\overset{+4}{Mn}\overset{-2}{O_{2}} + 3\,\overset{+1}{Na}\overset{+1}{Cl}\overset{-2}{O} + 2\,\overset{+1}{Na}\overset{-2}{O}\overset{+1}{H} \longrightarrow 2\,\overset{+1}{Na}\overset{+7}{Mn}\overset{-2}{O_{4}} + 3\,\overset{+1}{Na}\overset{-1}{Cl} + \overset{+1}{H_{2}}\overset{-2}{O} }$$ Como puede observarse el Cl se ha reducido y el Mn se ha oxidado. $$\mathrm{Reducción: \hspace{0.5em}3\,(Cl^{+} \,+\, 2\,\bar{e})  \longrightarrow 3\,Cl^{-1}}$$ $$\mathrm{Oxidación: \hspace{0.5em}2\,(Mn^{+4} \,-\, 3\,\bar{e})  \longrightarrow 2\,Mn^{+7}}$$ 

En adelante a las reacciones de oxidación y reducción, por separado, se las considerará como semirreacciones. 

Por tanto, para saber si ha habido un proceso redox en una reacción hay que fijarse en el número de oxidación o carga de las especies implicadas, antes y después de la reacción.

Los estados de oxidación en las reacciones redox

La transferencia de electrones entre átomos, durante la reacción redox, produce un cambio en la carga electrónica; tanto en los elementos que ceden electrones como en los que los reciben. Esto es fácil de ver en reacciones entre elementos en su forma libre; como por ejemplo: $$\mathrm{\overset{0}{Al} \hspace{0.3em}+\hspace{0.3em} ^3/_2 \overset{0}{Cl_{2}}\hspace{0.3em}\longrightarrow\hspace{0.3em} \overset{+3}{Al}\overset{-1}{Cl_{3}}}$$

Sin embargo, el tema se complica cuando están implicados más de un elemento no-metálico, porque se pueden formar enlaces covalentes. Esto supone que no haya una transferencia real de electrones, como sí sucede en la formación de un enlace iónico.  Por este motivo se crea el concepto artificial de estado de oxidación; necesario para poder estudiar estos casos.

El estado de oxidación

El estado de oxidación de un elemento considera sus enlaces covalentes con otros elementos como si fueran enlaces iónicos. A efectos de suponer una hipotética transferencia de electrones completa entre dos especies no-metálicas; esto último implica que debe coincidir con el número de oxidación o carga del elemento en cuestión.

 Se representa de forma análoga a un ion. Cuando pierde electrones, el elemento aumenta su estado de oxidación; al contrario, si el elemento gana electrones, entonces su estado de oxidación disminuye. Pero teniendo siempre claro que es de manera hipotética. En cualquier caso, se debe indicar la cantidad de electrones perdidos o ganados.

Cómo predecir si un elemento se va a oxidar o reducir

Es posible saber el comportamiento algunos elementos conociendo el grupo de la tabla periódica al que pertenecen.
– Grupo 1 (Alcalinos): grupo del Li, Na, K etc… siempre cederán un electrón y su numero de oxidación será +1.
– Grupo 2 (Alcalinotérreos): grupo del Be, Mg, Ca, Sr etc… siempre cederán dos electrones y su número de oxidación será +2. 

– Grupo 13 (Familia del boro): Al, Ga, In etc… por lo general cederán tres electrones y su número de oxidación será +3. Como excepción el propio boro B; debido a su electronegatividad podrá ceder o atraer tres electrones en función del elemento al que se una.

– Grupo 16 (Anfígenos o calcógenos): O, S, Se etc… en compuestos binarios su número de oxidación siempre será -2 al unirse con metales.

– Grupo 17 (Halógenos): F, Cl, Br, I etc… en compuestos binarios su número de oxidación siempre será -1 al unirse con metales.

Para otros elementos concretos se aplican reglas generales.

– Hidrógeno, H: unido a un metal su número de oxidación será -1, pero si se une a un no-metal; por ejemplo, F, O Cl, N, P etc.. entonces es +1.
– Flúor, F: su número o estado de oxidación es siempre -1.
– Oxígeno, O: su número de oxidación es -2, excepto cuando se une al flúor F, que será de +2; o cuando forma un grupo peróxido ( \(\mathrm{-O-O-}\) ) cuyo número de oxidación es -1.
Predicción del estado de oxidación en otros elementos

Para obtener los estados de oxidación de elementos como el cloro Cl, fósforo P, azufre S, nitrógeno N etc… se deben aplicar las reglas vistas anteriormente a los elementos con los que están unidos. Por ejemplo. $$\mathrm{¿Nº\hspace{.3em} oxidación\hspace{.3em} del \hspace{.3em}Cl \hspace{.3em}en \hspace{.3em}el\hspace{.3em} compuesto\hspace{.3em} NaClO_{3}?}$$ $$\mathrm{Na \hspace{.3em} \longrightarrow \hspace{.3em} Na^{+} \,+\, \bar{e}}$$ $$\mathrm{3\,O \, +\, 6\,\bar{e}\hspace{.3em} \longrightarrow \hspace{.3em} 3\,O^{-2}}$$     Para asegurar la neutralidad de carga del compuesto el nº de oxidación del Cl será: $$\mathrm{Cl^{¿?}\,=\, 3O^{-2} \, + \,Na^{+}\,= \, 3(-2) \,+\, 1\,=\,+5}$$

En el caso de que en el compuesto sea una oxisal y haya otro elemento cuyo número o estado de oxidación sea desconocido, se debe resolver primero el oxiácido del que proviene la oxisal; y ya por último la oxisal. Veamos unos  ejemplos.

-Sulfato de cobre \(\mathrm{CuSO_{4}}\), viene del ácido sulfúrico \(\mathrm{H_{2}SO_{4}}\) $$\mathrm{\overset{+1}{H_{2}}\overset{¿?}{S}\overset{-2}{O_{4}}\,,\hspace{0.5em} \overset{¿?}{S} = 4(O^{-2}) – 2(H^{+1}) = 8 – 2 = +6}$$ $$\mathrm{\overset{¿?}{Cu}\overset{+6}{S}\overset{-2}{O_{4}}\,,\hspace{0.5em} \overset{¿?}{Cu} = 4(O^{-2}) – (S^{+6}) = 8 – 6 = +2}$$Los números de oxidación del Cu y el S son +2 y +6 respectivamente.

-Fosfato de hierro \(\mathrm{FePO_{4}}\), viene del ácido fosfórico \(\mathrm{H_{3}PO_{4}}\) $$\mathrm{\overset{+1}{H_{3}}\overset{¿?}{P}\overset{-2}{O_{4}}\,,\hspace{0.5em} \overset{¿?}{P} = 4(O^{-2}) – 3(H^{+1}) = 8 – 3 = +5}$$ $$\mathrm{\overset{¿?}{Fe}\overset{+5}{P}\overset{-2}{O_{4}}\,,\hspace{0.5em} \overset{¿?}{Fe} = 4(O^{-2}) – (P^{+5}) = 8 – 5 = +3}$$Los números de oxidación del Fe y el P son +3 y +5 respectivamente.

Agentes oxidantes y reductores

En una reacción redox se denomina agente oxidante a aquel elemento o compuesto capaz de oxidar a otros, y agente reductor al que es capaz de reducir a otros. En general cada uno se caracteriza por:

Agente oxidante: oxida a otras sustancias, contiene un elemento cuyo número de oxidación disminuye. En consecuencia gana electrones.

Agente reductor: reduce a otras sustancias, contiene un elemento cuyo número de oxidación aumenta y en consecuencia cede electrones.

Identificación de agentes oxidantes y reductores

Como regla general para determinar a los agentes oxidantes/reductores en una reacción redox, se considerará que si un elemento se encuentra en el estado de oxidación más alto será un agente oxidante. Sin embargo, si se encuentra en el estado de oxidación más bajo será un agente reductor. 

Para el caso de la reacción entre un metal y no-metal; el metal siempre será el agente reductor, porque se oxidará (aumentará su número de oxidación). En cambio, el no-metal será el agente oxidante, porque se reducirá (disminuirá su número de oxidación).

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