1.2.1. Reacciones de oxidaciónreducción


Marco Teórico

Las reacciones que implican la transferencia de electrones entre las sustancias que participan, se las conoce como reacciones de óxido-reducción o bien simplemente como reacciones REDOX.
Antes de proceder al estudio de los equilibrios redox es necesario realizar algunas definiciones.
· Oxidación.- es el proceso por el cual una especie en una reacción química pierde uno o más electrones y por lo tanto incrementa su estado de oxidación.
· Reducción.- es el proceso por el cual una especie en una reacción química gana uno o más electrones y por lo tanto reduce su estado de oxidación.
· Oxidante.- es una especie capaz de oxidar a otra, por lo tanto puede adquirir el(los) electrón(es) perdidos por esta otra especie química, por lo tanto oxida reduciéndose.
· Reductor.- es una especie capaz de reducir a otra, esto es puede ceder él(los) electrón(es) que requiere esta otra especie química, por lo tanto reduce oxidándose.
· Número de oxidación.-Corresponde a la carga del elemento químico; es decir, corresponde a un valor arbitrario que se le ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.

Una reacción de óxido reducción se da con la pérdida o ganancia de electrones, lo cual incluye: cualquier reacción inorgánica (oxidación o reducción de metales) u orgánica (combustión de combustible ya sea gasolina, madera, carbón) e incluso en seres vivos, la reacción óxido reducción se manifiesta en el metabolismo que es el consumo y transformación de alimentos en energía.
Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas:
Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero.
Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l , excepto en el caso de los hidruros que es –1 .(+ 1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido).)
Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2 , excepto en los peróxido donde es -1 .
Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia.
Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia.
Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –
Regla Nº 7: En las moléculas neutras, la suma de los números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0.
Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ión.
Ejemplos del Concepto de oxidación- reducción:
Cuando se introduce una lámina de zinc (Zn) en una disolución concentrada de cobre II (Cu; valencia = 2), transcurridos unos segundos, se observa que la lámina se recubre de una capa de cobre metálico.
La ecuación química que representa este proceso es:
Zn  +  CuSO 4 —> Cu  + ZnSO 4
El sulfato de cobre (II), CuSO4, y el sulfato de zinc,  ZnSO4 , son compuestos que, fundidos o disueltos en agua, se disocian en iones, según la siguiente ecuación iónica:
Zn 0 + Cu + 2 + SO 4 – 2 —>           Cu 0 + Zn + 2 + SO 4 – 2
En esta ecuación puede apreciarse que el ión sulfato (SO -2) aparece en ambos lados de la ecuación, por lo tanto, la ecuación  puede escribirse de manera más sencilla:
Cu + 2 + Zn 0 —>          Cu 0 + Zn + 2
La ecuación química nos indica que durante el proceso el átomo de zinc, que era eléctricamente neutro, se ha transformado en el ión Zn +2.  Para esto, tuvo que ceder 2 electrones; en cambio, el ión Cu +2 aceptó los 2 electrones del zinc, que lo convirtieron en un átomo de cobre, eléctricamente neutro.
De acuerdo a este hecho experimental, se puede concluir que:
  • La sustancia que pierde electrones hace que la otra sustancia gane electrones; es decir, la sustancia que se oxida hace que la otra sustancia se reduzca. Por esto se dice que la sustancia que se oxida es el Agente Reductor, y la sustancia que se reduce es el Agente Oxidante.
  • Como los electrones son cargas negativas, cuando una sustancia gana electrones; es decir, se reduce, se vuelve más negativa, por lo que disminuye su número de oxidación. Por el contrario, cuando una sustancia pierde electrones, se vuelve más positiva, por lo que aumenta su número de oxidación.
Ejemplo: Zn 0 +   Cu +2 —>        Zn +2 +   Cu +0
Esta es una reacción de óxido-reducción  porque hay una transferencia de electrones, pues los números de oxidación del Zn y Cu, al comienzo de la reacción, no son los mismos al final de la reacción.
El Zn cambia su número de oxidación de 0 a +2; esto significa un aumento del número de oxidación, por lo tanto, hay una pérdida de electrones (2 electrones); el Fe es agente reductor.
El Cu cambia su número de oxidación de +2 a 0; esto significa una disminución del número de oxidación, por lo tanto, hay una ganancia de electrones (2 electrones); el Cu es agente oxidante.
Semi-reacciones de óxido-reducción:
De acuerdo a lo anterior, puede decirse que la reacción química descrita anteriormente involucra dos procesos, los cuales pueden representarse mediante semi-reacciones, una semi -reacción de oxidación y una semi-reacción de reducción. Como estos dos procesos ocurren simultáneamente, la suma de ambas semi-reacciones, da la reacción total.
Las ecuaciones que describen estos procesos son:
Semi-reacción de oxidación:
  • Zn       —>       Zn +2 +    2e –
  • Cu +2 +   2e – —>       Cu
Por lo tanto, en el proceso de oxidación un átomo o ión cede uno o más electrones; mientras que en el de reducción, el átomo o ión capta uno o más electrones.  Ambos procesos son complementarios y ocurren simultáneamente.  De ahí el nombre de reacciones redox.
En los procesos de óxido-reducción, la transferencia de electrones siempre ocurre desde un agente reductor a un agente oxidante.

Átomo o ión que se:
Oxida
Reduce
Cede electrones
Aumenta su número de oxidación
Es un agente reductor
Acepta electrones
Disminuye su número de oxidación
Es un agente oxidante

Para escribir las semi-reacciones siempre se debe considerar lo siguiente:
1. Se debe igualar cada semi-reacción en cuanto a átomos (balance de masa) y en cuanto a carga (balance de cargas)
2. Al escribir las semi-reacciones y equilibrar las cargas, se deben agregar electrones a la derecha en la oxidación (hay pérdida de electrones)  y a la izquierda en la reducción (hay ganancia de electrones).
3. Como en la ecuación total no aparecen electrones, se debe multiplicar cada semi-reacción, si fuese necesario, por un número que permita igualar los electrones de la derecha con los electrones de la izquierda, a fin de que se simplifiquen.
4. Sumar las semi-reacciones y comprobar que los átomos y las cargas estén equilibradas a ambos lados de la ecuación.

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