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 ( H2 , 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, MgH2 , 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: BaCl2 , 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
–2
Cr2O7 :
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:
+2
+3
Fe
Fe
+ e–
Reducción
En toda reducción hay una ganancia de electrones, lo que significa que un elemento
disminuyó su número de oxidación, por ejemplo:
+2
0
Cu
+ 2e –
Cu
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.
0
+2
Oxidación: Cu
Cu
–2
Reducción: SO4
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:
0
+2
Oxidación: Cu = Cu + 2 e –
–2
+
Reducción: SO4 + 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:
–2
+
+2
Cu + SO4 + 4 H = Cu
+ 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 equivalent e

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:
m asaatóm icadel Cu
63,54

 31,77 um a/ equivalente
–
2
núm erode e perdidos
y la del H2SO4 es:
m asafórm uladelH2 SO 4
96,08

 48,04 um a/ equivalente
–
2
núm erode 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:
Oxidación:
Na
+
2 Cl
+ e–
–
=
=
Na
Cl2 + 2 e –
Puesto que el número de e – perdidos es igual al número de e
amplificar por 2 la primera ecuación:
+
Reducción:
2 Na + 2 e – = 2 Na
–
ganados, se debe
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
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