Las reacciones de oxidación-reducción, también denominadas redox, son procesos de transferencia de electrones. La energía que se libera en una reacción espontánea puede transformarse en energía eléctrica. En un proceso redox se produce la oxidación de una especie a la vez que otra se reduceHerrero Villen, MA.; Atienza Boronat, MJ.; Morais Ezquerro, SB.; Tortajada Genaro, LA.; Noguera Murray, PS. (2016). Conceptos básicos de oxidación - reducción. http://hdl.handle.net/10251/68298DE

Atienza Boronat, Mª Julia

Herrero Villen, María Asunción

Morais Ezquerro, Sergi Beñat

Noguera Murray, Patricia Silvestre

Tortajada Genaro, Luis Antonio

Las reacciones de oxidación-reducción, también denominadas redox, son procesos de transferencia de electrones. La energía que se libera en una reacción espontánea puede transformarse en energía eléctrica. En un proceso redox se produce la oxidación de una especie a la vez que otra se reduceHerrero Villen, MA.; Atienza Boronat, MJ.; Morais Ezquerro, SB.; Tortajada Genaro, LA.; Noguera Murray, PS. (2016). Conceptos básicos de oxidación - reducción. http://hdl.handle.net/10251/6829

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      Conceptos básicos de oxidación - reducción       Apellidos, nombre Herrero Villén, Mª Asunción (maherrero@qim.upv.es) Atienza Boronat, Mª Julia (matien@qim.upv.es) Morais Ezquerro, Sergi B. (smorais@qim.upv.es) Tortajada Genaro, Luis A. (luitorge@qim.upv.es) Noguera Murray, Patricia (pnoguera@qim.upv.es)  Departamento Departamento de Química  Centro ETSIAMN (Universitat Politècnica de València)      1. Resumen de las ideas clave En este objeto de aprendizaje, estudiarás conceptos básicos sobre la oxidación y la reducción. El esquema a seguir es el siguiente:            2. Introducción Las reacciones de oxidación-reducción, también denominadas redox, son procesos de transferencia de electrones. La energía que se libera en una reacción espontánea puede transformarse en energía eléctrica. En un proceso redox se produce la oxidación de una especie a la vez que otra se reduce. Pero, ¿qué es una oxidación y qué es una reducción? Se define como oxidación aquellos procesos en el que el estado de oxidación de algún elemento aumenta por pérdida de electrones, mientras que la reducción implica la disminución del estado de oxidación de algún elemento por ganancia de electrones. Como en las reacciones químicas no puede haber ganancia o pérdida neta de electrones, cuando una sustancia gana electrones, otra debe perderlos.  3. Objetivos  Determinar el estado de oxidación de los elementos que forman los reactivos y los productos de una reacción.  Reconocer un proceso redox.   Identificar al oxidante y al reductor. 4. Desarrollo Las reacciones de oxidación-reducción son importantes ya que forman parte de los procesos cotidianos. Aunque una gran parte de los procesos redox tienen lugar en medio acuoso, no todos ellos transcurren en disolución. Consideremos la reacción entre el calcio y el oxígeno para formar óxido de calcio:       2Ca(s)  +  O2(g)  →   2CaO(s)  El óxido de calcio es un compuesto iónico formado por iones Ca2+ y O2-. La reacción global es consecuencia de los dos procesos siguientes:    2Ca   →   2Ca2+  +  4e- (1)    O2   +   4e-   →   2O2-  (2)  2Ca  +  O2  →   2Ca2+  +  2O2-       (3)  Cada uno de estas etapas o procesos recibe el nombre de semirreacción. La semirreacción (1) es un proceso  de oxidación e implica la pérdida de electrones por parte del Ca, mientras que la (2) es un proceso de reducción e implica la ganancia de los mismos por parte del O2. En la reacción redox global (3), ocurren simultáneamente una oxidación y una reducción. La sustancia que se oxida (el Ca en este caso) se conoce como reductor y la que se reduce (el O2) se denomina oxidante. A veces los términos de ganancia y pérdida de electrones no son tan evidentes como en el caso visto anteriormente. Por ejemplo, en la reacción entre el hidrógeno gaseoso y el cloro gaseoso para formar cloruro de hidrógeno:    H2(g)  +  Cl2(g)   →   2HCl(g) El HCl no es un compuesto iónico, y en su formación no se transfieren electrones como sucedía en el caso del CaO. Sin embargo, experimentalmente se observa que hay una transferencia parcial de los mismos, lo que lleva a que este tipo de reacciones se traten como procesos redox.  Con el fin de hacer un seguimiento de los electrones en los procesos redox, es conveniente asignar números de oxidación a reactivos y productos. El número de oxidación o estado de oxidación de un átomo, es el número de cargas que tendría un átomo en una molécula si los electrones fueran transferidos completamente. Son cargas ficticias que se asignan a los átomos según determinadas reglas. 4.1. Números de oxidación Para asignar los números de oxidación, se recurre a un conjunto de reglas que nos permiten describir con facilidad los cambios que tienen lugar en los procesos redox. Las reglas para asignar el estado de oxidación de un átomo o ion son las siguientes: 1. El número de oxidación de los átomos de un elemento libre es cero. Así, cada átomo en el H2, Na, P4, O2  tiene número de oxidación cero. 2. El número de oxidación del átomo de oxígeno combinado es -2 (ej. CuO), excepto en los peróxidos en que es -1 (ej. Na2O2). 3. El número de oxidación del átomo de hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1 (ej. NaH, SnH4, AlH3). 4. El número de oxidación de los átomos de los metales combinados coincide con su valencia iónica (ej. MgO, el estado de oxidación del Mg es +2, que se corresponde con el valor de su valencia iónica).    5. Para los iones constituidos por un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del ión.  Así, el Li+ tiene número de oxidación +1; el Fe3+ tiene número de oxidación +3, etc. 6. Todos los halógenos, menos el flúor, tienen números de oxidación positivos cuando están combinados con el oxígeno. En los haluros, el número de oxidación de todos los átomos de los halógenos es -1 (ej. NaF, HCl, CaF2). 7. En todos los sulfuros el número de oxidación del átomo de azufre es -2. 8. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a cero. 9. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un ión es igual a la carga del ión.         Los estados de oxidación de los elementos se muestran en la siguiente figura (Fig.1). En ella se observa que: - Los elementos metálicos sólo tienen estados de oxidación positivos, mientras que los no metálicos pueden tener números de oxidación positivos o negativos. - El número de oxidación más elevado que puede tener un elemento de los grupos 1A al 7A es el número de su grupo en la tabla periódica. - Los metales de transición tienen, generalmente, varios números de oxidación posibles.                        Fig. 1.  Números de oxidación de los elementos en sus compuestos.                           “Química” Chang, R. 10ª edición. Ed. McGraw Hill, 2010      4.2. Identificación de procesos redox Una de las primeras dificultades que se nos puede plantear al estudiar una reacción, es decidir si se trata de un proceso redox o no. Este problema puede resolverse con facilidad si asignamos los valores de los números de oxidación a los diferentes átomos que intervienen, antes y después de la reacción. En un proceso redox, dos de los átomos que constituyen los reactivos cambian de número de oxidación al formar los productos. Uno de ellos aumenta el número de oxidación y otro de los átomos disminuye su estado de oxidación. De no ser así, podemos concluir que no se trata de un proceso redox.                +1 -2        +1 -1              +1 -1              +1 -2 Ejemplo 1:  K2S(ac)  +  2 HCl(ac) → 2KCl(ac)  +  H2S(g) En la reacción anterior, se observa que los estados de oxidación de todos los elementos permanecen constantes, por lo que concluimos que no se trata de un proceso redox.     +2   -2            0                  +4  -2  Ejemplo 2:  2 CO(g)  +  O2(g)  →  2CO2(g)  En este caso se advierte una variación en los estados de oxidación del carbono, que pasa de +2 a +4 por pérdida de electrones, y del oxígeno, que gana dos electrones pasando de 0 a -2. Es, por tanto, un proceso de oxidación–reducción. 5. Cierre En este objeto de aprendizaje hemos visto qué es un proceso redox, un oxidante y un reductor y hemos aprendido a asignar número de oxidación a los átomos de las especies implicadas en este tipo de procesos.  6. Bibliografía 6.1. Libros:  [1] McMurry, J.E.; Fay, R.C.: “Química General” 5º edición. Ed Pearson Educación. Mexico, 2009, pág. 116-121 [2] Petrucci, R.H.; Herring, F.G.; Madura, J.D.; Bisonnette, C: “Química General” 10º edición, Ed. Pearson Educación, Madrid, 2011, pág 84-86, 165-169, 175-177 [3] Chang, R: “Química”. 10ª edición. Ed. McGraw Hill, México, 2010, pág. 135-140   

Conceptos básicos de oxidación - reducción

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