ORIGEN DEL TERMINO OXIDACIONIntroducciónAnteriormente, hemos utilizado el término “oxidación” para referirnos al estado de oxidación de los átomos. Por ejemplo, hemos dicho que el estado de oxidación de un átomo de la familia de los elementos alcalinos es +1. Esto se debe a que estos átomos siempre pierden un electrón para formar un ion. En contraste, el estado de oxidación de un átomo en la familia de los halógenos es -1, debido a que un halógeno tiende a ganar un electrón para formar iones. A continuación reexaminaremos el concepto de oxidación en mas detalles.FLOGISTOEl termino flogisto fue acuñado por Georgh Stahl en un artículo publicado en 1718. Stahl estaba ampliando un concepto originado por su maestro Johann Joachim Becher. La teoría del flogisto sostenía que todos los materiales flamables contenían una sustancia llamada flogisto además de otras sustancias. El flogisto era descrito como incoloro, inodoro e insípido. La única manera de experimentar con el flogisto era observar lo que sucede al quemar un material. El flogisto que escapaba podría ser observado como el humo y la luz naranja y amarilla que acompañaba a la combustión.Cuando quemaban pedazos de madera, papel y otros materiales flamables, el residuo pesaba menos que el material original, lo cual parecía apoyar la teoría de que alguna sustancia estaba desapareciéndose del material al estar quemándose. Una vez que la sustancia estaba completamente quemada, otra observación que apoyaba la teoría del flogisto era que el residuo ya no podía quemarse mas, lo cual sugería que el flogisto se había ido. El hecho de que un material pronto dejara de quemarse cuando se usaba un recipiente cerrado también apoyaba la teoría del flogisto. La explicación era que el aire tenía un capacidad máxima de absorber flogisto, y que una vez que había absorbido el máximo, ya no podía haber combustión. Por la misma razón, el mismo aire del recipiente no podía apoyar la combustión de otro material ni ser compatible con la vida.La teoría del flogisto fue ampliamente aceptada. Cuando se descubrió el nitrógeno en 1772, se refería a el como aire flogistado porque no permitía la combustión ni la vida, y cuando el oxígeno fue descubierto por Priestly en 1774, se refería a el como aire deflogistado porque podía aceptar mas flogisto, es decir, permitía la combustión y la vida.La primera observación contradictoria sucedió con la combustión de ciertos metales tales como e magnesio. Los que hacían experimentos determonaron que cuando el magnesio se quemaba, ganaba peso a pesar de que se suponía perdía flogisto. Algunos personas que apoyaban la teoría del flogisto intentaron racionalizar las observaciones con explicaciomes tales como que el flogisto tenía “masa negativa” o que el flogisto tenía un efecto de flotación porque era mas ligero que el aire. Estas sugerencias no fueron muy convincentes e indicaron que era necesaria otra teoría.LAVOISIER Y LA COMBUSTIÓNLa teoría del flogisto dominó hasta que Antoine Lavoisier(17743-1794) demostró que la combustión era realmente una combinación de el material flamable con algún componente del aire. Lavoisier utilizó el trabajo de Joseph Priestly para demostrar que si todos los productos de la combustión(cenizas, humo, etc.) eran retenidos al realizar la combustión en un recipiente cerrado, entonces todos los materiales combustibles ganaban masa, no perdían masa. Lavoisier también demostró que el incremento en masa en material combustible era exactamente igual a la pérdida de masa del aire del recipiente.Lavoisier sugirió que la combustión era la combinación del material flamable con algún componente del aire – a saber el oxígeno. La teoría de la combustión rápidamente fue aceptada, sustituyendo a la teoría del flogisto. No se podría pensar que la aceptación y el posterior rechazo de la teoría del flogisto como una falla desafortunada en el método científico. Es, más bien, un ejemplo del funcionamiento normal del método científico.OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

IntroducciónMuchas reacciones químicas importantes involucran el intercambio de uno o mas electrones. Los cálculos estequiométricos que los químicos hacen sobre las reacciones químicas requieren una reacción balanceada. El método de “inspección” o tanteo para balancear ecuaciones químicas funciona bien y rápido para muchas reacciones, pero cuando se involucra un intercambio complejo de electrones, se requiere un nuevo método para balancear ecuaciones.DEFINICIÓN DE OXIDACIÓN Y REDUCCIONDespués de Lavoisier, se decía que una sustancia se oxidaba cuando reaccionaba con oxígeno. A una reacción con oxígeno se le llamaba oxidación. En la actualidad, las palabras “oxidado” y “oxidación” todavía se utilizan para estas situaciones, pero estas palabras han adquirido un segundo significado más amplio. En el sentido mas amplio la oxidación se define como la pérdida de electrones. Cuando una sustancia reacciona con el oxígeno, casi siempre pierde electrones que gana el oxígeno, así que simplemente extendemos el término oxidación a la pérdida de electrones ya sea que los gane el oxígeno o cualquier otra sustancia.La otra mitad de este proceso, la ganancia de electrones, también necesita un nombre. Cuando un átomo o un ión ganan electrones, la carga positiva de la partícula disminuye. Por ejemplo, si el átomo neutro de azufre (carga de 0) gana 2 electrones, su carga cambia a -2, y si un ion Fe +3 gana un electrón, su carga cambia de +3 a +2. En ambos casos, la carga de las partículas se reduce por la ganancia de electrones. Reducción quiere decir ganancia de electrones. En los sistemas químicos, la oxidación y la reducción deben ocurrir simultáneamente, de modo que el número de electrones en la oxidación debe ser el mismo que el número de electrones ganados durante la reducción. En las reacciones de oxidación-reducción, los electrones son transferidos de una sustancia a otra. La siguiente reacción es un ejemplo de reacción de oxidación-reducción.

2 Ag+(aq) + Cu(s) 2 Ag(s) + Cu2+

(aq)

En esta reacción, los iones de plata están ganando los electrones para convertirse en átomos de plata. Por consiguiente, los iones de plata se están reduciendo. Los átomos de cobre están perdiendo electrones para convertirse en iones de cobre y están siendo oxidados. Siempre que una reacción química involucra una transferencia de electrones de una sustancia a otra, la reacción es una reacción de oxidación-reducción. Una reacción de oxidación-reducción también puede ser abreviarse como una reacción redox.AGENTES OXIDANTES Y AGENTES REDUCTORESCuando una sustancia se oxida, pierde electrones. En las reacciones químicas, esto requiere que otra sustancia tomes esos electrones y se reduzca. Por consiguiente, cuando una sustancia sufre la oxidación, esto causa que otra sustancia se reduzca. A la sustancia que causa que otra sustancia se reduzca se le llama agente reductor. Como puede verse, la sustancia que se oxida y el agente reductor son la misma sustancia.De manera similar, cuando una sustancia gana electrones, se reduce. Al ganar electrones, esta causando que alguna otra sustancia renuncie a esos electrones. Por consiguiente, al sufrir reducción, la sustancia esta causando que otra sustancia se oxide y se le llame agente oxidante. De nuevo, la sustancia que sufre la reducción y el agente oxidante son la misma sustancia.

2 Ag+(aq) + Cu(s) 2 Ag(s) + Cu2+

(aq)

En la reacción redox anterior, los iones de plata se reducen y son el agente oxidante. De manera similar, los átomos de cobre se oxidan y son el agente reductor. Estas sustancias siempre están del lado de los reactivos en la ecuación.NUMEROS DE OXIDACIÓNPara balancear las ecuaciones de reacción de oxidación y reducción, es necesario disponer de un sistema de contabilidad para mantener el seguimiento de los electrones transferidos. El sistema de contabilidad que utilizan los químicos para realizar un seguimiento de los electrones en las reacciones oxidation-reduction se

llaman números de oxidación. La asignación de los números de oxidación de todos los átomos o iones en una reacción sigue un conjunto de reglas. En su mayor parte, estas reglas establecen que el número de oxidación de una partícula sea el número de electrones que el átomo ha ganado o perdido en su estado elemental. Por ejemplo, para un ión Ca2+, el ión calcio claramente ha perdido dos electrones de su forma elemental, por lo que su número de oxidación es +2. Del mismo modo, está claro que union fluoruro, F -1, ha ganado un electrón desde su estado elemental y tiene un número de oxidación de -1.La primera regla para asignar números de oxidación es para las sutancias en su estado elemental. Las sustancias en su forma elemental tienen números de oxidación de cero. Es obvio que las sustancias en forma elemental ni han ganado ni perdido ningún electrón desde su estado elemental. Las sustancias Fe, Ag, H 2, O2, Cl2 y S8 tienen números de oxidación igual a cero.La segunda regla para asignar los números de oxidación es para iones monoatómicos. Para iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga del ión. De nuevo, debería ser evidente que la carga del ion es una indicación de cuantos electrones se han ganado o perdido. Así, el Ca2+ tiene un número de oxidación de +2, el Ag+ de +1, el Fe3+ de 3+ y el S2- de -2.La tercera regla es para los átomos de la familia IA, los metales alcalinos, en los compuestos. Los metales alcalinos siempre pierden su único electrón de valencia cuando se combinan. Por lo tanto, para los metales IA, el número de oxidación en los compuestos es +1. Los metales alcalinos son: Li, Na, K.La cuarta regla es para los átomos de la familia IIa, los metales alcalinotérreos, en los compuestos. Los metales alcalinotérreos siempre pierden sus dos electrones de valencia cuando se combinan químicamente, de modo que para los metales IIA, su número de oxidación es +2. Loe metales alcalinotérreos son: Mg, Ca, Ba, Sr.La quinta regla tiene que ver con los átomos de hidrógeno cuando forman compuestos. En la gran mayoría de los compuestos que tiene hidrógeno, el hidrógeno pierde total o parcialmente su electrón. En los compuestos donde el hidrógeno es el átomo mas electropositivo, su número de oxidación es +1. En las siguientes sutancias el hidrógeno tiene un número de oxidación de +1: HF, H2O, HC2H3O2, Mg(OH)2, CH4.Hay, sin embargo, una excepción para esta regla del hidrógeno. Es posible que el hidrógeno forme compuestos con algunos metales que son mas electropositivos que el hidrógeno. En estos casos, el hidrógeno se convirte en un aceptro en lugar de un donador de electrones. Los metales activos pierden o parcialmente pierden su electron del valencia con el hidrógeno. Ya que el hidrógeno esta actuando como el elemento mas electronegativo en estos compuestos, los compuestos reciben el nombre de hidruros. En los hidruros, el número de oxidación del hidrógeno es -1. Los siguientes son hidruros: LiH, NaH, MgH2.

La sexta regla es acerca del número de oxidación del oxígeno en los compuestos. El oxígeno es un elemento muy electronegativo que extrae completamente o parcialmente dos electrones en la unión con un elemento en casi la totalidad de sus compuestos. Por lo tanto, el número de oxidación del oxígeno en los compuestos es casi siempre -2.Como en el hidrógeno, hay una excepción a la regla del oxígeno. En un grupo de compuestos llamados “peróxidos”, cada átomo oxígeno comparte un enlace con otro átomo de oxígeno. Por consiguiente, los átomos de oxígeno sólo aceptan un electrón de otro elemento, de modo que el oxígeno tiene un número de oxidación de -1 en los peróxidos. Son peróxidos los siguientes: H2O, Na2O2.Algunos elementos sólo exhiben una posible pérdida o ganancia de electrones cuando forman compuestos, es decir sólo tienen un número de oxidación. Asi, el Al es +3, Zn es +2 y los halógenos (familia VIIA) en los compuestos binarios son -1.Habrá algunos pocos átomos cuyo número de oxidación es diferente en diferentes compuestos. Para aquellos, tendrá que calcular sus números de oxidación. Para permitirte hacer tales cálculos, hay una regla general que

dice que la suma de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto debe ser cero, y que la suma de tos los números de oxidación de los átomos en un ión poli atómico debe ser igual a la carga del ión.Indica el número de oxidació para cada uno de los siguiente átomos.a. Mn2+

b. Alc. Al en Al2O3

d. Br en NaBre. Fe en Fe2O3

f. arsenico in AsO43-

g. cloro en ClO4-

h. azufre en H2SO3

En la siguiente reacción, identifica el elemnto que se oxide y el que se reduce:MnO2 + 4 HCl -> MnCl2 + Cl2 + 2 H2O.