REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN.

REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN.

Introducción.-

Las reacciones de oxidación – reducción implican la transferencia de electrones de una especie a otra. Las reacciones redox son numerosas y diariamente estamos en contacto con ellas y sus consecuencias.

• La corrosión es el agente que provoca el paso de un metal a óxido.
• Baterías donde la energía eléctrica que pone en marcha un coche procede de una batería que es un dispositivo electroquímico que genera una corriente eléctrica como resultado de una reacción de oxidación – reducción.
• La industria donde metales como el sodio, aluminio o cobre se preparan y purifican por aplicación directa de la electricidad.

La electroquímica estudia la conversión de energía química en energía eléctrica y viceversa. Los procesos electroquímicos se producen en las llamadas celdas  y pueden ser de dos tipos:

1. Celdas galvánicas o pilas voltaicas: en ellas se utiliza la energía liberada en una reacción química espontánea para producir una corriente eléctrica.

1. Celdas electrolíticas: que utilizan la energía eléctrica para producir una reacción química no espontánea.

Procesos  de  oxidación – reducción.-

Concepto de oxidación.-  Proceso químico que implica una pérdida de electrones o aumento del número de oxidación de una especie.

Concepto de reducción.-  Proceso químico que implica una ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación de una especie.  

Los procesos de oxidación – reducción son simultáneos, esto quiere decir que para que una especie química pierda electrones es necesaria la presencia de otra que los acepte. Por tanto en una reacción redox hay una reestructuración electrónica o una modificación electrónica de las especies.

2 Mg  +  O2   →    2 MgO (s)

El magnesio se oxida ya que se produce un cambio en su número de oxidación y a partir de la neutralidad eléctrica del átomo ha pasado al estado de oxidación +2 .

El oxigeno se reduce puesto que desde la neutralidad eléctrica de la molécula de oxígeno se pasa al estado de oxidación – 2. Cada átomo de magnesio cede dos electrones que los acepta los átomos de oxígeno ( uno por átomo )

Las reacciones de oxidación – reducción  ocurren entre pares redox tal que una especie que se oxida pasa a su forma oxidada y la especie que se reduce pasa a su forma reducida. Por tanto:

Especie que se oxida = reductor = especie química que pierde electrones en esa reacción.

Especie que se reduce = oxidante = especie química que gana electrones en esa reacción.

El que se oxida al perder electrones se convierte en reductor y el que se reduce al ganar electrones se convierte en el oxidante.

Podemos decir que en una reacción redox el reductor cede electrones y se transforma en su oxidante conjugado mientras que el oxidante gana electrones y se convierte en su reductor conjugado.

Reductor (1 )    →    Oxidante ( 1 )   +  n e –

Oxidante ( 2 )     +  n e -   →    Reductor ( 2 )

La reacción global será:  

Reductor (1 )  +  Oxidante ( 2 )    →    Reductor ( 2 )  +  Oxidante ( 1 )

En forma similar que en los ácidos y las bases, cuanto mayor es el carácter  oxidante de una especie más débil es el carácter reductor de su par conjugado y viceversa.

Concepto de número o estado de oxidación.-

También llamado valencia electroquímica se define el número de oxidación de un elemento en un compuesto como su electronegatividad o valencia eléctrica  si se trata de un compuesto iónico. Si se trata de un compuesto covalente es una valencia eléctrica ficticia ya que se considera que el par de electrones compartidos es cedido por el átomo menos electronegativo al más electronegativo.

P ej. el cloruro de sodio es un compuesto iónico: NaCl  estado de oxidación del sodio = + 1; estado de oxidación del cloro = - 1

Si se trata de un compuesto covalente el cálculo del número de oxidación exige el cumplimiento de las siguientes reglas que son consecuencia de estudiar los intercambios de electrones de las especies químicas.

1. El número de oxidación de un elemento en estado libre ( sin combinar ) es cero cualquiera que sea su variedad alotrópica.

Ejemplos:   O2 ; H2 ;  F2;  S; P4; P2; Zn.

• Los iones formados por un solo átomo tienen de número de oxidación la carga de dicho ión. Ejemplos: Fe +2   = +2 ; Fe +3  = +3 ; Ag + = +1; F - = -1;  S –2 = - 2
• El número de oxidación de los elementos metálicos es el de su correspondiente valencia química o electrovalencia.

Ejemplos: metales alcalinos = +1; metales alcalinotérreos = +2.

1. El número de oxidación del hidrógeno en todas sus combinaciones es  siempre +1 excepto en los hidruros  metálicos que es – 1.
2.  El número de oxidación del oxígeno en todas sus combinaciones es – 2 excepto en el peróxido de hidrógeno ( H2O2 ) que es – 1 y en sus combinaciones con el flúor donde es igual a + 2.
3. El flúor siempre presenta el estado de oxidación – 1. Sin embargo, los restantes halógenos pueden variar sus estados de oxidación al combinarse con el oxígeno y pueden presentar estados de oxidación  positivos (+1; +3; +5 y +7 ).
4. En las combinaciones entre elementos no metálicos donde no intervienen ni el oxígeno ni el hidrógeno se le asigna el número de oxidación negativo al elemento menos metálico con un valor numérico igual a la carga de su ión negativo más frecuente. Ejemplo: CCl4  como el estado de oxidación del Cl = - 1 el carbono tendrá el estado de oxidación +4.
5. La suma de los estados de oxidación de una molécula neutra es igual a cero. La suma de los estados de oxidación de un ión tiene que ser igual a la carga del ión.

También hay que tener presente que el número de oxidación no suele coincidir con el concepto de valencia química entendida como el número de enlaces que un átomo puede formar aunque en algunos casos se puede producir la coincidencia numérica.

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