Los procesos de óxido-reducción, corresponden a un conjunto de reacciones cuya característica común y única es la de transferir electrones entre las especies participantes. Se definen particularmente 2 tipos de reacciones en función a esta transferencia electrónica:

Oxidación

Se le llama oxidación a la reacción en la que una especie química pierde o cede electrones, aumentando su número de oxidación (Ejemplo : Fe).

Reducción

Se le llama reducción a la reacción en la que una especie química capta o acepta electrones disminuyendo su número de oxidación (Ejemplo : Cu+2).

Los procesos redox involucran cambios en los números de oxidación por eso es conveniente recordar de qué manera se calculan.

¿Qué es el Numero de Oxidación?

Se define número o estado de oxidación (EDO), a la carga que un átomo presenta en una molécula, como consecuencia de las diferentes electronegatividades que presentan los átomos.

Todos los compuestos o sustancias químicas presentan carga eléctrica parcial o total, ésta depende exclusivamente de la afinidad electrónica que tienen los átomos cuando enlazan. En general esta carga es comprobable fácilmente cuando el compuesto es iónico, sin embargo, en aquellos compuestos covalentes, puede deducirse la carga parcial o total atendiendo a la posición del átomo en la Tabla Periódica.

Algunos ejemplos de moléculas y especies químicas que presentan átomos cargados parcial o totalmente:

NaClH2O2CO2O3
NaOHSO3MgO4MgH2
NH4+Hg+2I3H2SO4

Reglas para asignar el número de oxidación

1)    Se asigna valor 0 a todos los elementos atómicos o moleculares

Hg, Ar, Cu, Cl2, F2, H2, O2, O3, S8, P4, etc.

2)    En las especies químicas monoatómicas con carga eléctrica, el número de oxidación corresponde al número y signo de la carga.

Na+: +1

Ca+2: +2

F-1: -1

3)    Los elementos metálicos presentan número de oxidación positivo e igual a su valencia, por lo tanto:

Grupo I-A: +1 (Li, Na, K, etc.)

Grupo II-A: +2 (Be, Mg, Ca, etc.)

Grupo III-A: + 3 (sólo aquellos con comportamiento metálico)

4)    El hidrógeno (H) presenta generalmente número de oxidación positivo +1, salvo que esté enlazado con un metal, en este caso, el valor que presente será -1 (hidruro metálico).

HCl: +1

H2O: +1

MgH2: -1

LiH: -1

5)    El oxígeno presenta generalmente número de oxidación negativo -2, salvo que forme peróxidos o superóxidos donde será -1 y -1/2, respectivamente.

CO2: -2

H2O2: -1

NaO2: -1/2

MgO: -2

CaO2: -1

MgO4: -1/2

En el caso de los peróxidos o superóxidos se comienza asignando el número de oxidación del hidrógeno o del metal y luego se calcula el del oxígeno.

6)    El flúor siempre presenta número de oxidación -1, mientras que el resto de los halógenos sólo serán -1 en ausencia de oxígeno o Flúor. Así, por ejemplo:

CCl4: cloro es -1

HClO3, Cl es +5

7)    La suma de todos los números de oxidación es igual a la carga que presenta la molécula.

NO2 (O= -2, N = +4)

MnO4– (∑EDO = -1)

CO32 (∑EDO = -2)

Ajuste de Ecuaciones Óxido – Reducción (Redox)

Las ecuaciones de óxido – reducción ocurren con intercambio de electrones, de modo que una especie cede y la otra acepta. El cambio en el número de oxidación (EDO) evidencia la transferencia electrónica.

Considerando la siguiente reacción ejemplo:

El ion yoduro (I) modifica su EDO (de -1 a 0), mientras que el hierro lo hace desde +3 a 0. Al respecto es posible afirmar que:

  1. En toda reacción REDOX se evidencia cambio en el número de oxidación de las especies.
  2. Un átomo o ion se reduce cuando disminuye su EDO.
  3. Un átomo o ion se oxida cuando aumenta su EDO.
  4. La sustancia que se reduce (gana electrones) se denomina agente oxidante (quita electrones a otra especie).
  5. La sustancia que se oxida (pierde electrones) se denomina agente reductor (cede electrones a otra especie).

Como las reacciones REDOX ocurren en forma simultánea es posible establecer un método de ajuste basado en el hecho de que el número de electrones ganados por la especie oxidante debe ser igual al número de electrones que pierde una especie reductora.

En el ejemplo, se verifica que:

  1. La ecuación no está balanceada
  2. La especie I– aumenta su número de oxidación (de -1 a 0)
  3. La especie Fe+3 disminuye su número de oxidación (de +3 a 0)
  4. I– es el agente o sustancia reductora (reduce a Fe+3)
  5. Fe+3 es el agente o sustancia oxidante (oxida a I-)

Ajuste de reacciones : Método del ion-electrón

Este método permite balancear la ecuación, pero es dependiente del valor de pH del medio en el que ocurre, por lo tanto, el balance cambia si el pH es menor o mayor que 7.

Pasos efectivos

Balance de masa:
  1. Se equilibra la especie, amplificando con números simples
  2. Se equilibran los átomos de oxígeno, adicionando moléculas de H2O o iones OH.
  3. Se equilibran los átomos de hidrógeno, adicionando moléculas de H2O o iones H+.

Balance de cargas eléctricas:

Sólo se adicionan electrones a uno de los lados de la ecuación. Con la adición de electrones se reconocen de inmediato las reacciones de oxidación y reducción.

Suma de las semireacciones:

Con el propósito de igualar el número de electrones cedido y aceptado, en algunos casos, deben amplificarse las ecuaciones. Una vez realizado este ajuste, se procede a sumar ambas semireacciones.

Ejemplo:

Para el ejemplo inicial:

Escribiendo por separado las reacciones de oxidación y reducción queda:

Oxidación:

Reducción: 

1) Balance de masa

Oxidación:

La masa de yodo (I) no está balanceada, se amplifica a la izquierda (x2).

Reducción:

La masa de hierro está balanceada.

2) Balance de carga

Se equilibran las cargas eléctricas adicionando electrones a ambas semireacciones.

3) Suma de semireacciones

Si en la reacción de oxidación se entregan 2 moles de electrones por cada 2 moles de I oxidados, entonces NO es posible recibir 3 moles de electrones en la reducción, luego deben igualarse los electrones en ambas semireacciones:

Oxidación, se amplifica por 3:

Reducción, se amplifica por 2:

 Reacción Equilibrada Resultante:

 

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