REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

Un tipo de reacciones químicas muy frecuente son las denominadas reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox, de forma abreviada, las cuales en su gran mayoría ocurren con liberación de energía, por ejemplo las reacciones que se realizan en una pila o batería, donde la energía química es transformada en energía eléctrica.

En un principio, se pensó que las reacciones de oxidación sólo eran producidas por el oxígeno, pero el descubrimiento de reacciones de oxidación en las que no intervenía este elemento, hizo necesario ampliar el concepto para definir adecuadamente a dichas reacciones, por ello:

Una reacción redox es aquella en la que se presentan cambios en el estado o número de oxidación de dos o más elementos que intervienen en una reacción.
Es necesario entender que la oxidación y la reducción se presentan en forma simultánea, debido a que en la oxidación hay una pérdida de electrones, en tanto que en la reducción ocurre una ganancia de electrones.

A la ecuación que representa a un elemento que cede los electrones u otro que los acepte, se le llama semirreacción.

A la sustancia que causa la oxidación se le denomina agente oxidante y a la que causa la reducción, se le llama agente reductor. Con esa consideración, en el ejemplo, el azufre es el oxidante ya que es el que causa la oxidación del calcio y éste a su vez es el agente reductor, que ocasiona la reducción del azufre.
Así, un agente oxidante gana electrones y un agente reductor es el que cede electrones.

EJEMPLOS:

BALANCEO DE REACCIONES REDOX

Las reacciones redox en la mayoría de las ocasiones, se pueden balancear por simple inspección, sin embargo hay ocasiones que se presentan reacciones redox complejas que no es posible balancear en esa forma y se requiere utilizar un método para hacerlo.

Existen dos métodos para el balanceo de esas ecuaciones. En cualquiera de ellos se debe saber asignar el número de oxidación de cada elemento que aparece en la ecuación y en ambos métodos se escriben semirreacciones para representar la oxidación y la reducción.

Número de oxidación

Representa el número de electrones en exceso o de déficit que se le asigna a un elemento con respecto a su número atómico, cuando forma parte de un compuesto o está en forma de ión, al seguir las reglas que a continuación se mencionan:

1) Si el número de electrones asignado a un elemento es mayor que su número atómico, se le confiere una carga formal negativa. Por el contrario, si el número de electrones asignado es menor que su número su atómico, se le asigna una carga formal positiva.

2) En los elementos libres o moleculares, el número de oxidación de ellos es cero.

3) En los iones simples (constituidos por un solo tipo de átomos, el No. de oxidación es igual a la carga del ion.

4) El número de oxidación del oxígeno es generalmente 2- , cuando forma parte de un compuesto, excepto en un peróxido, donde hay enlace O-O, en este caso el No. de oxidación asignado para el oxígeno es 1- y en el caso que se combine con flúor que es mas electronegativo que él, por lo que el No. de oxidación asignado al oxígeno es 2+ .

5) El N° de oxidación asignado para el hidrógeno es 1+ en la mayoría de los compuestos. La única excepción es en los hidruros, donde el hidrógeno se une a elementos menos electronegativos que él (metales), en estos casos el No. de oxidación asignado al hidrógeno es 1- .

6) La suma de los N° de oxidación de los átomos que forman una molécula, debe ser igual a cero.


EJEMPLOS:

Los signos de la carga en una fórmula se asignan tomando en cuenta la electronegatividad y las reglas de nomenclatura. Los elementos o iones menos electronegativos se escriben del lado izquierdo de la fórmula y se les asigna un número de oxidación positivo, mientras que, los elementos o iones más electronegativos se escriben del lado derecho de la fórmula y se les asigna un número de oxidación negativo.

A los metales de los grupos 1A -3A se les asigna la carga de acuerdo a su ubicación en cualquiera de esos grupos; así el sodio al estar en el grupo 1A tiene la carga 1+; al magnesio por ubicarse en el grupo 2A se le asigna la carga 2+ y el aluminio por pertenecer al grupo 3A se le asigna la carga 3+.

AJUSTE O BALANCEO DE ECUACIONES REDOX

Método del número de oxidación

1. Encima de cada uno de los elementos que intervienen en la reacción, se les anota su número de oxidación.

2. Se observa cuáles son los elementos que cambiaron su número de oxidación y mediante semirreacciones se indica el elemento que presenta oxidación y el que presenta reducción, anotando el cambio que tuvieron en su número de oxidación, así como la pérdida y ganancia de electrones.

3) Es necesario igualar el número de electrones ganados y perdidos mediante uso de coeficientes, para ello es aconsejable, buscar un mínimo común múltiplo de los electrones ganados y perdidos; al dividir éste entre los electrones ganados se obtendrá el coeficiente para el elemento que los ganó, es decir para el que presenta la reducción, de la misma forma se procede a dividir el mínimo común múltiplo entre los electrones perdidos y el resultado es el coeficiente del elemento que los perdió, es decir aquél que presentó la oxidación.

Esos coeficientes se llevan a la ecuación completa y por observación se termina el balanceo de la misma, comprobando al final con el número de átomos de oxígeno presentes, si es que este elemento interviene en la reacción y no cambió su número de oxidación.

EJEMPLO: