La
pila Cu-Ag, un ejemplo de reacción redox.
Se denomina
reacción de reducción-oxidación,
óxido-reducción, o simplemente
reacción redox, a toda
reacción química en la cual existe una
transferencia electrónica entre los reactivos, dando lugar a un cambio en los
estados de oxidación de los mismos con respecto a los productos.
Para que exista una
reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda
electrones y otro que los acepte:
- El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.
- El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.[1]
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un
par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado.
[editar] Principio de electroneutralidad
Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales.
- 2 Na+ + 2 Cl− → 2 Na + Cl2
o más comúnmente:
- 2 NaCl → 2 Na + Cl2
La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el
potencial de reducción, también llamado potencial redox.
Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.
La
oxidación es una
reacción química muy poderosa donde un compuesto cede
electrones, y por lo tanto aumenta su
estado de oxidación.
[2] Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son
iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.
Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.
Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede
electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones
redox.
La propia
vida es un fenómeno redox. El
oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy
electronegativo, casi como el
flúor.
La sustancia más oxidante que existe es el
catión KrF
+ porque fácilmente forma Kr y F
+.
Entre otras, existen el
permanganato de potasio (KMnO4), el
dicromato de potasio (K2Cr2O7), el
agua oxigenada (H2O2), el
ácido nítrico (HNO3), los
hipohalitos y los
halatos (por ejemplo el
hipoclorito de sodio (NaClO) muy oxidante en medio
alcalino y el
bromato de potasio (KBrO3)). El
ozono (O3) es un oxidante muy enérgico:
- Br− + O3 → BrO3−
El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de
electrones se da mediante la adquisición de átomos de
oxígeno (cesión de
electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de
oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de
yoduro de sodio a
yodo mediante la reducción de
cloro a
cloruro de sodio:
- 2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl
Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:
- 2I− → I2 + 2 e−
- Cl2 + 2 e− → 2 Cl
- Ejemplo
El
hierro puede presentar dos formas oxidadas:
En
química,
reducción es el proceso electroquímico por el cual un
átomo o
ion gana
electrones. Implica la disminución de su
estado de oxidación. Este proceso es contrario al de
oxidación.
Cuando un
ion o un
átomo se reduce presenta estas características:
- Ejemplo
El ion
hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):
- Fe3+ + e− → Fe2+
En
química orgánica, la disminución de enlaces de
átomos de
oxígeno a átomos de
carbono o el aumento de enlaces de
hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:
- CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno).
- CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol).
[editar] Número de oxidación
La
cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su
número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce disminuye. El número de
oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.
El número de oxidación:
- Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
- Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
[editar] Reglas para asignar el número de oxidación
- El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.
- El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.
- El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)
- El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2).
- El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.
- El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.
- El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.
[editar] Ajuste de ecuaciones
Todo proceso redox requiere del ajuste estequiométrico de los componentes de las semireacciones para la oxidación y reducción.
Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden:
- en medio ácido iones hidrógeno (H+), moléculas de agua (H2O), y electrones
- en medio básico hidroxilos (OH−), moléculas de agua (H2O), y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación.
[editar] Medio ácido
En medio ácido se agregan hidronios (
cationes) (H
+) y agua (H
2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.
Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.
Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.
Ecuación sin balancear:
-
- Oxidación :
- Reducción :
Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.
- Oxidación:
- Reducción:
Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.
- Oxidación:
- Reducción:
Al final tendremos:
- Oxidación:
- Reducción:
Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.
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