Reacciones Redox

•       La energía eléctrica es una de las formas de energía de mayor importancia práctica.

•       El área de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química es la electroquímica.

•       Los procesos electroquímicos son reacciones redox (oxidación-reducción).

•       Se consideran como reacciones de transferencia de electrones.

•       Estas comprenden desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de blanqueadores domésticos.

•       Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso.

•       Considera la formación del óxido de magnesio:

•       El óxido es un compuesto iónico formado por iones Mg²⁺ y O^2-

•       2 átomos de Mg ceden 4e^- a 2 átomos de O

•       Por conveniencia, este proceso se visualiza como en dos etapas.

–      Una implica la pérdida de 4e^- de parte de los 2 átomos de Mg

–      La otra la ganancia de 4e^- por una molécula de O₂

•       Los pasos se representan como:

•       El término reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que implica la pérdida de electrones.

•       Una reacción de reducción es una semirreacción que implica una ganancia de electrones.

•       En la formación del óxido de magnesio, el magnesio se oxida.

•       Se dice que actúa como agente reductor porque dona e^- al oxígeno y hace que se reduzca.

El oxígeno se reduce y actúa como un agente oxidante porque acepta e- del magnesio y hace que este se oxide.

•       La magnitud de la oxidación de una reacción redox debe ser igual a la magnitud de la reducción.

•       El número de e^- que pierde un agente reductor debe ser igual al número de e^- que gana un agente oxidante.

•       El oxidante y el reductor asociados forman un par Redox.

•       Al escribir un par, el oxidante está siempre a la izquierda, separado del reductor por un diagonal:

(Ag+/Ag)

Las semireacciones no son siempre fáciles de balancear. Para ello debemos apoyarnos en 2 reglas:

–      Conservación de los átomos

–      Conservación de las cargas.

Número de oxidación

•       Las definiciones de oxidación y reducción, en términos de perdida y ganancia de e- se aplican a la formación de compuestos iónicos.

•       En los compuestos moleculares, en realidad no se transfieren e- durante la formación de compuestos.

•       Sin embargo, se tratan como redox porque se observa que hay una transferencia parcial de e^-

•       Para hacer un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar números de oxidación.

•       Significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula si los e^- fueran transferidos completamente.

•       Permiten identificar los elementos que se han oxidado y reducido.

 

•       Así, los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación se han oxidado.

•       Cuando sus números de oxidación son menores, los elementos se han reducido.

•       Hay ciertas reglas para asignar el número de oxidación:

•       En los elementos libres (no combinados) cada átomo tiene un número de oxidación de cero.

•       Para los iones constituídos por un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del ion.

•       El número de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de los compuestos salvo en el peróxido, donde es -1.

•       El número de oxidación del hidrógeno es +1 salvo en los hidruros, donde es -1.

•       El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos tienen números de oxidación negativos como halogenuros. Son positivos combinados con oxígeno.

•       En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación debe ser cero.

•       En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación debe ser igual a la carga del ion.

•       Los números no tienen que ser enteros ( en el ion superóxido O₂^- es -1/2)

Balanceo redox

•       Para balancear una reacción redox pueden aplicarse dos aproximaciones al método del ión-electrón:

–      Medio ácido

–      Medio básico

Medio ácido

•       Escriba la ecuación en forma iónica

•       Escriba las semirreaciones de oxidación y reducción.

•       Balancee los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua.

•       Balancee los átomos de hidrógeno añadiendo H⁺

•       Balancee las cargas añadiendo e^-

•       Multiplique cada semireacción para igualar los e^- transferidos.

•       Sume las semirreacciones para obtener la ecuación global.

•       Añada los iones que no participan para obtener la ecuación molecular global.

•       Escriba la ecuación en forma iónica

•       Escriba las semirreaciones de oxidación y reducción.

•       Balancee los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua.

•       Balancee los átomos de hidrógeno añadiendo H⁺

•       Neutralice los iones H⁺ añadiendo iones OH^- a cada lado de la semirreación para formar H₂O.

•       Balancee las cargas añadiendo e^-

•       Multiplique cada semireacción para igualar los e^- transferidos.

•       Sume las semirreacciones para obtener la ecuación global.

•       Añada los iones que no participan para obtener la ecuación molecular global.

Bibliografia:

C.Harris, Daniel Análisis químico cuantitativo. Ed. Reverté. 3º Edición.

AYRES, Gilbert H.  Análisis Químico Cuantitativo.  México: Harla, 1982.

Créditos:


Dr. Rafael Manuel Rios Vera