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Iniciación a la Química
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Tema 6
Reacciones de transferencia de
electrones
6.1.- Reacciones de oxidación – reducción
Aspectos teóricos: Ajuste de reacciones redox
6.1.1 Concepto de óxido–reducción
El concepto electrónico de oxidación-reducción (o redox) considera que un
proceso es de oxidación-reducción cuando transcurre con transferencia de electrones de
unas especies químicas a otras, entendiendo por especie química tanto moléculas, como
átomos o iones.
El término oxidación es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un
compuesto pierde electrones.
El término reducción es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un
compuesto gana electrones.
Ambos procesos (de oxidación-reducción) se dan siempre de forma simultánea,
puesto que si una especie química pierde electrones, otra ha de ganarlos y viceversa,
estableciéndose un equilibrio de oxidación-reducción o equilibrio redox. En estos
equilibrios se distingue el agente oxidante y el agente reductor en los términos siguientes:
Agente oxidante, es el que favorece la oxidación de la otra especie, y por lo tanto
capta electrones. El oxidante, al ganar electrones se reduce.
Agente reductor, es el que favorece la reducción de la otra especie, y por tanto le
cede electrones. El reductor, al ceder electrones se oxida.
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Reacciones de transferencia de electrones
Así, el equilibrio redox se establece de la forma siguiente:
Oxidante1 + Reductor2 = Reductor1 + Oxidante2
6.1.2 Estados de oxidación
La pérdida/ganancia de electrones en los procesos redox está relacionada con
cambios en el llamado número o estado de oxidación de un elemento en la especie química
que se reduce/oxida, en los términos siguiente:
La pérdida de electrones en la oxidación implica un aumento del número de
oxidación de un elemento en la especie química que se oxida.
La ganancia de electrones en la reducción implica una disminución del número de
oxidación de un elemento en la especie química que se reduce.
El número o estado de oxidación de un elemento en una especie química, se
determina según unas reglas establecidas de forma arbitraria y por convenio y se presentan
a continuación:
1.
El número de oxidación de cualquier elemento en su estado fundamental es 0.
2.
El número de oxidación de los iones formados por un solo elemento coincide con
la carga del ion.
3.
Al hidrógeno, cuando está combinado, se le asigna un número de oxidación de
+1, excepto en los hidruros salinos en los que se le asigna – 1.
4.
Al oxígeno, cuando está combinado, se le asigna un número de oxidación de –2,
excepto en los peróxidos en los que se le asigna – 1 y en los compuestos con flúor
que es + 2.
5.
El número de oxidación de los metales es igual a su valencia iónica con carga
positiva. Así, los metales de los grupos 1 y 2 tienen un número de oxidación de +1
y +2, respectivamente.
6.
En los compuestos covalentes, como los pares electrónicos están compartidos, se
asigna un número de oxidación negativo al elemento más electronegativo y un
número de oxidación positivo al menos electronegativo en valores coincidentes
con su valencia. Así, en la molécula de CO2 el elemento más electronegativo de los
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dos es el O y su valencia es 2 mientras que el menos electronegativo es el C y su
valencia 4; con el convenio de esta regla, el número de oxidación del O es –2 y el
del C es +4.
7.
Los elementos del grupo 17 en los haluros tienen un número de oxidación de – 1.
8.
La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos
multiplicados por los correspondientes subíndices ha de ser cero, si se trata de
una especie neutra o la carga, si se trata de un ion.
También se puede definir la oxidación y la reducción en función del número de
oxidación. Cuando en un proceso aumenta, hay una oxidación y cuando disminuye, hay una
reducción.
6.1.3 Ajuste de reacciones de oxidación-reducción
Un proceso químico se representa mediante una ecuación química, en la que se
describen las fórmulas de las especies químicas que intervienen. El objetivo de establecer
una ecuación química es que con ella se describe el proceso químico cualitativa y
cuantitativamente de un modo que es al mismo tiempo preciso y breve.
Dado que en una ecuación química, los productos son justamente los mismos
átomos de los reactivos, pero con una distribución diferente, el aspecto cuantitativo implica
que en una ecuación química debe haber el mismo número de átomos de cada elemento en
cada lado de la ecuación. Los coeficientes (estequiométricos) que aparecen en la ecuación
expresan este aspecto cuantitativo de una reacción química.
Existen métodos sistemáticos que permiten realizar el ajuste de reacciones redox
con más facilidad que el simple tanteo; entre ellos, el método del ion-electrón es el más
difundido por ser el que mejor pone de manifiesto la naturaleza electrónica de los procesos
de oxidación-reducción.
En términos generales se puede describir el método del ion-electrón a partir de las
secuencias de etapas siguientes:
1.
A partir de la ecuación iónica sin ajustar, se identifican los átomos que se oxidan y los
que se reducen. Para ello se identifican los átomos que experimentan variación en su
número de oxidación.
2.
Se escriben por separado las correspondientes semirreacciones iónicas de oxidación y
de reducción.
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3.
Se ajusta en cada una de ellas el número de átomos de las especies, excepto el oxígeno
y el hidrógeno, si aparecen.
4.
El oxígeno se ajusta añadiendo H2O en el miembro de la semirreacción en el que sea
necesario. Para el ajuste de hidrógeno se procede según sea la reacción en medio
ácido o básico.
•
Si el medio es ácido, se adiciona el número adecuado de especies H+ en el
miembro de la reacción que lo necesite.
•
Si el medio es básico, en vez de añadir H+ en el miembro que corresponda, se
añade H2O y se añaden en el miembro opuesto tantas especies OH- como especies
H+ se necesiten.
5.
Una vez ajustadas las masas, es necesario ajustar las cargas, pues en los dos miembros
de cada semirreacción debe existir igual carga negativa, positiva o neutra, para lo cual
se suman o se restan el número de electrones necesario.
6.
Se igualan el número de electrones que aparecen en las dos semirreacciones
planteadas. Para ello se busca el mínimo común múltiplo, multiplicando cada una de
ellas por un coeficiente hasta conseguir que el número de electrones captados por la
especie que se reduce sea igual al número de electrones cedidos por la especie que se
oxida.
7.
Para obtener la ecuación iónica ajustada, se suman las dos semirreacciones y se
anulan los electrones que aparecen en los dos miembros. Asimismo, se eliminan o
simplifican las moléculas de agua y las especies H+ y OH- cuando aparezcan en ambos
miembros.
8.
Si existieran especies que no intervienen, se ajustan por tanteo.
9.
Para obtener la ecuación molecular, se reemplazan las especies iónicas de la ecuación
iónica anterior por las especies moleculares que intervienen en el proceso,
manteniendo los coeficientes estequiométricos determinados en las etapas anteriores,
siendo en algunos casos necesarios ajustar por tanteo.