La oxidación

El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno.

Igualmente, se utilizó el término de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.

Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno. Se utilizan las siguientes definiciones:

• OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).

• REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).

Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

Ejemplos:

a) Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, de manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución, mientras que la Ag de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica:

(Oxidación)

b) Igualmente, al introducir una lámina de cinc en una disolución de Pb(NO3)2, ésta se recubre de una capa de plomo: Zn → Zn

c) Al añadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se Desprende H2(g) que, al ser un gas inflamable, produce una pequeña explosión al acercarle un cerilla encendida.

Ejemplo:

Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 es una Reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción.

Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2

E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2

Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).

Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e- con él O a compartir los 4 electrones).

OXIDANTES Y REDUCTORES

• OXIDANTE: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.

• REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.

Número de oxidación

Corresponde a la carga del elemento químico; es decir, corresponde a un valor arbitrario que se le ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.

Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas:

Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero.

Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe

Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l, excepto en el caso de los hidruros que es –1.

+1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido).

Ejemplos: HCl; ácido clorhídrico

Número de oxidación del hidrógeno: +1

Número de oxidación del cloro: –1

HI; ácido yodhídrico

Número de oxidación del hidrógeno: +1

Número de oxidación del cloro: –1

–1: cuando el hidrógeno se combina con un metal (hidruros)

Ejemplos: NaH; hidruro de sodio

Número de oxidación del hidrógeno: -1

Número de oxidación del sodio: +1

LiH; hidruro de litio

Número de oxidación del hidrógeno: -1

Número de oxidación del litio: +1

Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxido donde es -1.

Ejemplos: CaO; óxido de calcio

Número de oxidación del oxígeno: -2

Número de oxidación del calcio: +2

H2O2; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada

Número de oxidación del oxígeno: -1

Número de oxidación del hidrógeno: +1

Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia.

Ejemplos: Ca (calcio): valencia = 2

Número de oxidación: +2

Li (litio): valencia = 1

Número de oxidación: +1

Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia.

Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1

Número de oxidación: –1

I (yodo): valencia = 1

Número de oxidación: –1

Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –1.

Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio

Número de oxidación del flúor: –1

Número de oxidación del sodio: +1

Regla Nº 7: En las moléculas neutras, la suma de los números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0.

Ejemplos: Cu2O: óxido cuproso

Número de oxidación del cobre: +1; como hay dos átomos de cobre, se multiplica el número de oxidación por el número de átomos de la molécula: 2 • +1= + 2.

Número de oxidación del oxígeno: – 2

+ 2 + – 2 = 0

H2SO4: ácido sulfúrico

Número de oxidación del hidrógeno: +1; hay 2 átomos = 2 • +1 = +2 número de oxidación del azufre: +6; hay 1 átomo = 1 • +6 = +6

Número de oxidación del oxígeno: – 2, hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8

+2 + +6 + – 8 = 0

Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ión.

Ejemplo: PO4–3: fosfato

Número de oxidación del fósforo: +5; hay 1 átomo = 1 • +5 = +5

Número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8

La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del fósforo y del oxígeno, el resultado debe ser igual a – 3.

+5 + – 8 = – 3

– 3 = – 3

Es la reacción química en la cual un compuesto o elemento cede electrones (KMnO4), el (Cr2O7), el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito sódico (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato potásico (KBrO3)). El ozono (O3) en conclusión puedes hacer unas reacciones de este tipo

+2Fe +-2 02 -------> FeO que es una reacción de oxidación por la razón antes explicada.

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