Semana 11 ¿Oxidamos o reducimos?

Apliquemos
Semana
11electroquímica
¿Oxidamos o reducimos?
Semana 10
¡Empecemos!
Estimado participante, durante
esta semana estudiaremos uno
de los principales mecanismos
de reacción que se presenta en la
naturaleza permitiendo el desarrollo de las baterías eléctricas: las
reacciones de oxido-reducción.
Para ello, aprenderemos las diferentes terminologías asociadas
a las reacciones redox y su importancia para el ser humano. La siguiente semana veremos las aplicaciones de los
sistemas redox en la vida cotidiana del ser humano.
¿Qué sabes de...?
Se dice que las reacciones redox se encuentran presentes en la gran mayoría
de las reacciones químicas de los seres vivos como, por ejemplo, la respiración
celular en plantas y animales. ¿Sabes cuál es la etapa de la fotosíntesis donde
ocurre el proceso redox?
El reto es...
La niña Alcalina, de visita en casa de su vecino, el abuelo Floripondio, hablaba con él acerca de la contaminación del aire; cuando –de repente– Alcalina
preguntó a Floripondio: “¿Por qué dicen que la combustión es un proceso redox?”. El abuelo sonrió y le dijo: “Muy buena pregunta, déjame buscar limonada y galletas para que vayas merendando mientras te contesto”.
Vamos al grano
Las reacciones redox son aquellas en las que se da un movimiento de electrones, es decir, ocurren dos reacciones simultáneas donde una especie química pierde electrones y la otra gana electrones. Cuando una especie química
ha perdido electrones, se dice que ha ocurrido una oxidación y, cuando gana
electrones, se habla de reducción.
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Semana 11
¿Oxidamos o reducimos?
Todas las especies químicas (átomos o moléculas) tienen la capacidad de
oxidarse o reducirse; esto va a depender de la electronegatividad de la especie química. El átomo o molécula que pierde electrones (se oxida) induce
automáticamente a que la otra especie química gane electrones (se reduzca);
por lo tanto, la especie que se oxida se considera Agente Reductor, mientras
la especie que se reduce se considera Agente Oxidante.
En los procesos redox, la presencia de un agente oxidante obliga la existencia
de un agente reductor; por tal razón, el número de electrones perdidos por
el agente reductor es igual al número de electrones ganados por el agente
oxidante. Debido a que la mayoría de las reacciones redox son reversibles, se
pueden generalizar con la siguiente reacción:
Agente Oxidante1 + Agente Reductor1
Agente Reductor2 + Agente Oxidante2
Los pares de agentes oxidantes1 / reductor1 y reductor2 / oxidante2 son
considerados pares conjugados, ya que la presencia de uno es el resultado de
la otra especie; por ejemplo:
Cu+2 + Zn
Zn+2 + Cu
Este tipo de reacciones constituye una fuente importante de energía en el
planeta. La combustión de la gasolina dentro del carro o la asimilación de
los alimentos dentro del sistema digestivo son procesos donde ocurre la
transferencia de electrones, ocasionando una producción o almacenaje de
energía.
Para identificar dentro de una reacción química cuál sustancia se está
reduciendo y cuál oxidando, es necesario conocer el número de oxidación
de las especies participantes en la reacción. El número de oxidación puede
definirse como la carga asignada a los átomos que forman una especie química,
tomando en cuenta su electronegatividad frente a los otros elementos con
que está combinado.
Para determinar el número o estado de oxidación de un elemento o compuesto es necesario seguir unas reglas, teniendo siempre presente que la
suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a cero. Veamos
las reglas para asignar el número de oxidación (Requeijo y Requeijo, 2002):
1. Los elementos no combinados, ya sean átomos o moléculas, tienen
un número de oxidación igual a cero (0). Ejemplos: Feº; H2º; Naº; Sº;
O2º.
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2. El hidrógeno combinado con otros elementos posee un número de
oxidación igual a uno positivo (+1), excepto en los hidruros metálicos
que presenta un uno negativo (-1). Ejemplos: +1HCl; +1H2O; +1HNO3 ;
NaH-1 (hidruro de sodio).
Semana 11
¿Oxidamos o reducimos?
3. El oxígeno combinado con otros elementos posee un número de
oxidación igual a menos dos (-2), excepto en los peróxidos, que
presenta un uno negativo (-1). Ejemplos: Na2O-2; CO2-2; HClO-2; KO-2H;
MgSO4-2; H2O2-1 (peróxido de hidrógeno). Otra excepción: en el óxido
de flúor (F2O) el oxígeno posee un número de oxidación de más dos
(+2), ya que el flúor es el elemento más electronegativo de la tabla
periódica.
4. El número de oxidación de cualquier ión monoatómico es igual a
su carga. Ejemplos: Na+; Li+; Ag+ poseen números de oxidación igual
a más uno (+1); Mg+2; Ca+2; Fe+2 poseen números de oxidación igual
a más dos (+2); Al+3; Au+3; Fe+3 poseen números de oxidación igual a
más tres (+3); Cl-; Br- poseen números de oxidación igual a menos
uno (-1); S-2 posee números de oxidación igual a menos dos (-2).
5. Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando
están combinados con metales o con hidrógeno. Sus números de
oxidación pasan a ser positivos cuando se combinan con el oxígeno,
excepto, como ya se planteó en el numeral 3, que el flúor siempre
será negativo. Ejemplos: +2CO2 ; +6SO3 ; KCl -1; HBr -1.
Ahora bien, si tenemos un compuesto químico ternario, como un oxácido
o una oxisal, para conocer el número de oxidación del elemento central
debemos guiarnos por las reglas antes mencionadas y aplicar una pequeña
operación algebraica.
1. Asignamos los números de oxidación para el hidrógeno y oxígeno
establecidos en las reglas anteriores:
H+1 Cl? O3-2
2. Multiplicamos los subíndices por los números de oxidación; para hidrógeno sería 1x+1, para el oxígeno sería 3x-2 y el cloro es nuestra
incógnita (?).
H+1 Cl? O3-2
+1 +? -6
3. Como la sumatoria de todos los términos se iguala a cero, obtenemos
una ecuación de una incógnita y despejamos para conocer el número
de oxidación del cloro que será cinco (+5).
+1 +X (-6) = 0
X = 6-1 = 5
Para reconocer dentro de una reacción química cuáles son las especies reducidas y las especies oxidadas, debemos determinar los números de oxidación
de cada una de las especies involucradas en la reacción, siguiendo los pasos
para la asignación de números de oxidación. Veamos un ejemplo:
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Semana 11
¿Oxidamos o reducimos?
En la reacción FeO + CO
oxidado.
Fe + CO2 , determine el elemento reducido y el
1. Escribimos los números de oxidación para cada elemento:
FeO-2 + +2CO-2
+2
Feº + +4CO2-2
2. Se observan los elementos que cambiaron su número de oxidación:
El hierro (Fe) pasó de +2 a cero (0); mientras que el carbono pasó de
+2 a +4
3. Se determina quien ganó y perdió electrones:
El hierro pasó de un número de oxidación positivo a cero, lo que quiere decir que ganó específicamente dos electrones; por lo tanto redujo
(agente oxidante) y el carbono pasó de un número de oxidación de
positivo (más dos) a más cuatro, lo que quiere decir que perdió específicamente dos electrones, por lo tanto se oxidó (agente reductor).
Para saber más…
Si deseas conocer más los procesos redox, te invitamos a consultar las
siguientes direcciones web:
http://li.co.ve/laC
http://li.co.ve/laD
http://li.co.ve/laF
http://li.co.ve/laG
http://li.co.ve/laE
Aplica tus saberes
La combustión de la gasolina es una reacción redox, la cual consiste en que
el polímero de hidrocarburos (muchos enlaces carbono-carbono y carbonohidrógeno) reacciona con el oxígeno, generando varios productos entre los
que está el agua y el dióxido de carbono; éste último es factor determinante
en la contaminación del aire; gracias a su acumulación en la atmósfera por la
combustión de la gasolina y la tala indiscriminada de árboles, existe lo que
hoy día conocemos como efecto invernadero.
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Asimismo, la respiración celular es un proceso de combustión, por lo que
es una reacción redox, ya que aún en ausencia de una “llama”, los productos
alimenticios, como la glucosa, se metabolizan para luego producir dióxido de
carbono, agua y energía.
Semana 11
¿Oxidamos o reducimos?
Comprobemos y demostremos que…
1. Busca el número de oxidación de los elementos señalados para cada
uno de los siguientes compuestos:
a)H3PO4 (P)
b)K2SO4 (S)
c)CuNO2 (N)
d)HBrO4 (Br)
2. Observa las siguientes reacciones y, aplicando las reglas de número
de oxidación, indica el elemento oxidado (agente reductor) y el elemento reducido (agente oxidante):
a) Fe
+
b) Cu +
CuSO4 FeSO4 + Cu
AgNO3 Cu(NO3)2 + Ag
Recordemos que los metales tienen como
característica ser electropositivos, es decir,
la capacidad de ceder electrones (oxidarse). En cambio, los elementos no metales
tienen como característica la capacidad
de aceptar electrones (reducirse). Así que,
no te extrañe que dentro de una reacción
química los metales sean los agentes reductores y los no metales sean los agentes
oxidantes. Claro, esto dependerá de cuál
sea la combinación química en la cual se
encuentre presente el metal y el no metal.
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