OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

El balanceo de ecuaciones es una aplicación de la ley de la conservación de la materia, donde se hace una contabilidad completa de la materia durante el proceso de balanceo. Eso quiere decir que se debe considerar toda la materia, hasta el punto de contabilizar los electrones.

Las reacciones donde hay un cambio en las cargas de algunos o todos los reactivos se llaman reacciones de oxidación-reducción (redox). Como hay cambios en la cargas que incluyen electrones para mostrar la movilidad de estos de un participante en la reacción a otro. La reacción de cobre metálico con azufre es un ejemplo de reacción de oxidación-reducción.

Cu + S  Cus

Durante la reacción, el cobre comienza como un átomo neutro (0) y adquiere una carga (+2). Al mismo tiempo, el azufre, que también es un átomo neutro (0) en el lado izquierdo, adquiere una carga (-2) en el lado derecho. Observe que en uno de los reactivos aumenta la carga (0+2), mientras que en el otro disminuye (0-2).

Como reconocimiento de los cambios de carga del cobre y el azufre en esta reacción, se puede escribir reacciones que indiquen estos cambios. Además, es posible escribir reacciones que muestren los cambios por separado, de la manera siguiente:

Cu  Cu2+ + 2e- y S + 2e-  S2-

A estas dos reacciones se les llama semirreacciones. Las semirreacciones toman en cuenta toda la materia que interviene en la reacción y hasta muestra la transferencia de electrones. Observe que os elementos liberados por uno de los átomos los toma e otro, como lo señala la ley de la conservación de la materia.

A semirreaccion del cobre es una reacción de oxidación, mientras que la reacción del azufre es una reacción de reducción. Las definiciones formales son: i) la oxidación es el resultado de una pérdida de electrones, y ii) la reducción es el resultado de una ganancia de electrones. Un truco para aclarar la terminología es imaginar que en una reacción de reducción, se reduce la carga (reducción de carga S0  S2-). Como las dos semirreacciones deben ocurrir al mismo tiempo, la otra reacción, que es de oxidación, se representa cuando aumenta la carga (Cu  Cu2+). Lo importante es que si hay una reacción de reducción, tiene que haber una reacción de oxidación. Y, claro está, lo inverso es cierto.

NUMERO DE OXIDACIÓN

No siempre es obvio saber, solo con las cargas, si una sustanciase esta oxidando, reduciendo o no participa en esos procesos. Por ejemplo, el MnO2 reacciona con acido clorhídrico y forma, entre otras cosas, e ion mn2+ y cloro gaseoso Cl2. El cloro neutro, Cl2, procede del ion cloruro, Cl-, lo cual es un proceso de oxidación (2 Cl-  Cl2). Sin embargo, como el manganeso tiene carga en ambos casos, MnO2 y Mn2+, sería fácil pasar por alto que haya habido un cambio de cargas (Mn4+  Mn2+, una reducción). La forma en que en este caso se llego a las conclusiones requiere que las cargas (términos equivalentes: números de oxidación, estado de oxidación, estado de valen y valencia) se determina para cada una de las sustancias en forma individual (átomos individuales o iones de átomos de una especie) y se comparen en el lado izquierdo y el lado derecho de la reacción, como se hizo en los paréntesis anteriores, en este párrafo. En otras palabras, no hay atajos, se debe hacer las comparaciones, y la determinación de la oxidación y la reducción deben ser adecuadas.

Otro ejemplo es la reacción del acido arsenioso, H3AsO3 con I2, durante lo cual se produce el ion arseniato, HAsO4 2-, junto con el ion yoduro, I- (H3AsO3 + I2  HAsO4 2- + I-, incompleta y sin balancear). Como el yodo se reduce (de yodo neutro al anión), el arsénico de acido se debe oxidar. La acción del arsénico se torna evidente al examinar su número de oxidación del hidrogeno es + 1 y el del oxigeno es -2, que es casi siempre el caso con estos dos elementos.

H3AsO3 la carga neta 0 se determina por H3 As O3

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