Iniciación a la Química 315

Tema 6

Reacciones de transferencia de electrones

6.1.- Reacciones de oxidación – reducción

Aspectos teóricos: Ajuste de reacciones redox 6.1.1 Concepto de óxido–reducción

El concepto electrónico de oxidación-reducción (o redox) considera que un proceso es de oxidación-reducción cuando transcurre con transferencia de electrones de unas especies químicas a otras, entendiendo por especie química tanto moléculas, como átomos o iones. El término oxidación es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto pierde electrones. El término reducción es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto gana electrones.

Ambos procesos (de oxidación-reducción) se dan siempre de forma simultánea, puesto que si una especie química pierde electrones, otra ha de ganarlos y viceversa, estableciéndose un equilibrio de oxidación-reducción o equilibrio redox. En estos equilibrios se distingue el agente oxidante y el agente reductor en los términos siguientes: Agente oxidante, es el que favorece la oxidación de la otra especie, y por lo tanto capta electrones. El oxidante, al ganar electrones se reduce. Agente reductor, es el que favorece la reducción de la otra especie, y por tanto le cede electrones. El reductor, al ceder electrones se oxida.

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Así, el equilibrio redox se establece de la forma siguiente:

Oxidante1 + Reductor2 = Reductor1 + Oxidante2

6.1.2 Estados de oxidación

La pérdida/ganancia de electrones en los procesos redox está relacionada con cambios en el llamado número o estado de oxidación de un elemento en la especie química que se reduce/oxida, en los términos siguiente:

La pérdida de electrones en la oxidación implica un aumento del número de oxidación de un elemento en la especie química que se oxida.

La ganancia de electrones en la reducción implica una disminución del número de oxidación de un elemento en la especie química que se reduce.

El número o estado de oxidación de un elemento en una especie química, se determina según unas reglas establecidas de forma arbitraria y por convenio y se presentan a continuación:

1. El número de oxidación de cualquier elemento en su estado fundamental es 0. 2. El número de oxidación de los iones formados por un solo elemento coincide con

la carga del ion. 3. Al hidrógeno, cuando está combinado, se le asigna un número de oxidación de

+1, excepto en los hidruros salinos en los que se le asigna – 1. 4. Al oxígeno, cuando está combinado, se le asigna un número de oxidación de –2,

excepto en los peróxidos en los que se le asigna – 1 y en los compuestos con flúor que es + 2.

5. El número de oxidación de los metales es igual a su valencia iónica con carga

positiva. Así, los metales de los grupos 1 y 2 tienen un número de oxidación de +1 y +2, respectivamente.

6. En los compuestos covalentes, como los pares electrónicos están compartidos, se

asigna un número de oxidación negativo al elemento más electronegativo y un número de oxidación positivo al menos electronegativo en valores coincidentes con su valencia. Así, en la molécula de CO2 el elemento más electronegativo de los

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dos es el O y su valencia es 2 mientras que el menos electronegativo es el C y su valencia 4; con el convenio de esta regla, el número de oxidación del O es –2 y el del C es +4.

7. Los elementos del grupo 17 en los haluros tienen un número de oxidación de – 1. 8. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos

multiplicados por los correspondientes subíndices ha de ser cero, si se trata de una especie neutra o la carga, si se trata de un ion.

También se puede definir la oxidación y la reducción en función del número de oxidación. Cuando en un proceso aumenta, hay una oxidación y cuando disminuye, hay una reducción. 6.1.3 Ajuste de reacciones de oxidación-reducción

Un proceso químico se representa mediante una ecuación química, en la que se describen las fórmulas de las especies químicas que intervienen. El objetivo de establecer una ecuación química es que con ella se describe el proceso químico cualitativa y cuantitativamente de un modo que es al mismo tiempo preciso y breve.

Dado que en una ecuación química, los productos son justamente los mismos átomos de los reactivos, pero con una distribución diferente, el aspecto cuantitativo implica que en una ecuación química debe haber el mismo número de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación. Los coeficientes (estequiométricos) que aparecen en la ecuación expresan este aspecto cuantitativo de una reacción química.

Existen métodos sistemáticos que permiten realizar el ajuste de reacciones redox con más facilidad que el simple tanteo; entre ellos, el método del ion-electrón es el más difundido por ser el que mejor pone de manifiesto la naturaleza electrónica de los procesos de oxidación-reducción.

En términos generales se puede describir el método del ion-electrón a partir de las secuencias de etapas siguientes: 1. A partir de la ecuación iónica sin ajustar, se identifican los átomos que se oxidan y los

que se reducen. Para ello se identifican los átomos que experimentan variación en su número de oxidación.

2. Se escriben por separado las correspondientes semirreacciones iónicas de oxidación y

de reducción.

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3. Se ajusta en cada una de ellas el número de átomos de las especies, excepto el oxígeno y el hidrógeno, si aparecen.

4. El oxígeno se ajusta añadiendo H2O en el miembro de la semirreacción en el que sea

necesario. Para el ajuste de hidrógeno se procede según sea la reacción en medio ácido o básico.

• Si el medio es ácido, se adiciona el número adecuado de especies H+ en el

miembro de la reacción que lo necesite. • Si el medio es básico, en vez de añadir H+ en el miembro que corresponda, se

añade H2O y se añaden en el miembro opuesto tantas especies OH- como especies H+ se necesiten.

5. Una vez ajustadas las masas, es necesario ajustar las cargas, pues en los dos miembros

de cada semirreacción debe existir igual carga negativa, positiva o neutra, para lo cual se suman o se restan el número de electrones necesario.

6. Se igualan el número de electrones que aparecen en las dos semirreacciones

planteadas. Para ello se busca el mínimo común múltiplo, multiplicando cada una de ellas por un coeficiente hasta conseguir que el número de electrones captados por la especie que se reduce sea igual al número de electrones cedidos por la especie que se oxida.

7. Para obtener la ecuación iónica ajustada, se suman las dos semirreacciones y se

anulan los electrones que aparecen en los dos miembros. Asimismo, se eliminan o simplifican las moléculas de agua y las especies H+ y OH- cuando aparezcan en ambos miembros.

8. Si existieran especies que no intervienen, se ajustan por tanteo. 9. Para obtener la ecuación molecular, se reemplazan las especies iónicas de la ecuación

iónica anterior por las especies moleculares que intervienen en el proceso, manteniendo los coeficientes estequiométricos determinados en las etapas anteriores, siendo en algunos casos necesarios ajustar por tanteo.