REACCION DE OXIDO – REDUCCION ( REDOX )

REACCION DE OXIDACION-REDUCCION ( REDOX )
Una reacción de oxidación-reducción o abreviadamente una reacción redox, es aquella en
la cual ocurre una transferencia de electrones. La sustancia que gana electrones se denomina
oxidante y la que los cede reductor. Por lo tanto, el oxidante se reduce ( le sucede una reducción )
y el reductor se oxida ( le acontece una oxidación ).
Se asevera entonces que una reacción redox se conforma de dos semi-reacciones:
oxidación y reducción. Ambas se producen simultáneamente.
También se da el hecho de que una misma sustancia se reduce y oxida a la vez. Esto se
llama dismutación.
Número de oxidación
El número de oxidación es un valor arbitrario que se le asigna a un elemento. Para esto es
conveniente seguir la siguiente pauta:
Los elementos libres en estado neutro ( H 2 , O2 , Cl2 , Cu, Fe , etc. ) tienen número de
oxidación igual a 0.
Cuando los elementos están combinados, tenemos lo siguiente:
Flúor ( F )
número de oxidación = –1
Hidrógeno ( H )
número de oxidación = +1
número de oxidación = –1 ( Hidruros: NaH, MgH 2 , etc. )
Oxígeno ( O )
número de oxidación = –2
número de oxidación = –1 ( Peróxidos: H2O2 , Na2O2 , etc. )
número de oxidación = +1 ( OF2 )
Alcalinos
número de oxidación = +1 ( NaCl , K2O , LiNO3 , etc. )
Alcalinos térreos número de oxidación = +2 ( MgF2 , CaO , BaSO4 , etc. )
Aluminio ( Al )
número de oxidación = +3
Halógenos
número de oxidación = –1 ( Halogenuros: BaCl 2 , KBr , etc. )
Azufre ( S )
número de oxidación = –2 ( Sulfuros: K2S , BeS , etc. )
Cuando no se puede determinar el número de oxidación directamente, hay que deducirlo
aplicando lo siguiente:
En la molécula neutra, la suma de los números de oxidación de cada átomo de ella es igual
a 0.
En el ión, la suma de los números de oxidación de cada átomo de él es igual a la carga
eléctrica del ión.
Ejemplos:
NH3 :
número de oxidación del N + 3 × número de oxidación del H = 0
número de oxidación del N + 3 × ( +1 ) = 0
número de oxidación del N = –3
CO2 :
número de oxidación del C + 2 × número de oxidación del O = 0
número de oxidación del C + 2 × ( –2 ) = 0
número de oxidación del C = +4
Cu2S :
2 × número de oxidación del Cu + número de oxidación del S = 0
2 × número de oxidación del Cu + ( –2 ) = 0
número de oxidación del Cu = +1
–2
SO4 :
número de oxidación del S + 4 × número de oxidación del O = –2
número de oxidación del S + 4 × ( –2 ) = –2
número de oxidación del S = +6
Cr2O7 –2 :
2 × número de oxidación del Cr + 7 × número de oxidación del O = –2
2 × número de oxidación del Cr + 7 × ( –2 ) = –2
número de oxidación del Cr = +6
Oxidación
En cada oxidación hay una pérdida de electrones, lo que equivale a decir que un elemento
aumentó su número de oxidación, por ejemplo:
Fe +2
Fe +3 + e –
Reducción
En toda reducción hay una ganancia de electrones, lo que significa que un elemento
disminuyó su número de oxidación, por ejemplo:
Cu +2 + 2e –
Cu 0
Igualación de una reacción redox
Generalmente necesitamos igualar una reacción redox, por ejemplo:
Cu + H2SO4
CuSO4 + SO2 ( reacción no igualada )
Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2O ( reacción igualada )
Para este propósito, primero debemos identificar las sustancias que se oxidan y reducen,
mediante un análisis de los cambios de números de oxidación. Como ya dijimos, siempre sucede
esto. Conviene, cuando es posible, expresar lo anterior en forma iónica.
Oxidación: Cu 0
Cu +2
Reducción: SO4 –2
SO2
El cobre aumenta su número de oxidación de 0 a +2 , por lo tanto pierde 2 e – y el azufre
disminuye su número de oxidación de +6 a +4 , o sea gana 2 e – ; además para igualar las
cargas eléctricas en la reducción debemos agregar al lado izquierdo 4 H + ( estamos en un medio
ácido ) y dos moléculas de agua, en el lado derecho, para igualar el número de átomos de cada
elemento:
Oxidación: Cu 0 = Cu +2 + 2 e –
Reducción: SO4 –2 + 2e – + 4 H + = SO2 + 2 H2O
Como el número de electrones cedidos es igual al número de electrones ganados, podemos
reunir directamente ambas semi-reacciones:
Cu + SO4 –2 + 4 H + = Cu +2 + SO2 + 2 H2O
Lo que se expresa en la forma molecular:
Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Conviene observar que los protones ( H + ) provienen del ácido sulfúrico ( H2SO4 )
Masa equivalente
La masa equivalente de un elemento ( o compuesto ) en una reacción redox se calcula de
la siguiente forma:
Masa equivalente
=
masa atómica ( o masa fórmula )
número de e − ganados ( o perdidos )
Por ejemplo, en la reacción redox anterior tenemos que la masa equivalente del Cu es:
masa atómica del Cu
63,54
=
= 31,77 [uma / equivalente ]
–
2
número de e perdidos
y la del H2SO4 es:
masa fórmula del H2 SO 4
96,08
=
= 48,04 [ uma / equivalente]
–
2
número de e ganados
Electrólisis
La electrólisis es el proceso químico producido por el paso de corriente eléctrica sobre una
o más sustancias químicas. Por ejemplo la electrólisis del NaCl fundido:
e–
•–
generador
•+
cátodo
ánodo
e–
NaCl ( fund )
Na +
Cl –
célula o cuba electrolítica
La célula o cuba electrolítica es el recipiente que contiene al NaCl fundido y los electrodos.
El cátodo es el electrodo negativo y en él ocurre la reducción.
El ánodo es el electrodo positivo y en él se produce la oxidación.
Reducción:
Na + + e –
Oxidación:
2 Cl –
=
=
Na
Cl2 + 2 e –
Puesto que el número de e – perdidos es igual al número de e – ganados, se debe amplificar
por 2 la primera ecuación:
Reducción:
2 Na + + 2 e – = 2 Na
Combinando ambas ecuaciones:
2 Na + + 2 Cl –
=
2 Na + Cl2
Finalmente tenemos que el sodio metálico ( Na ) se deposita en el cátodo y el cloro
gaseoso ( Cl2 ) burbujea y escapa en el ánodo.
Autor: NELSON LILLO TERAN
quimic@eneayudas.cl
http://www.eneayudas.cl