Departamento de física y química Centro Itálica Resumen Reacciones Redox. 2º Bach

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Reacciones de transferencia de electrones Reacciones de oxidación–reducción. Ajuste de reacciones redox 1. Concepto de óxido–reducción:

El concepto electrónico de oxidación-reducción (o redox) considera que un proceso es de oxidación-reducción cuando transcurre con transferencia de electrones de unas especies químicas a otras, entendiendo por especie química tanto moléculas, como átomos o iones.

El término oxidación es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto pierde electrones.

El término reducción es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto gana electrones.

Ambos procesos (de oxidación-reducción) se dan siempre de forma simultánea, puesto que si una especie química pierde electrones, otra ha de ganarlos y viceversa, estableciéndose un equilibrio de oxidación-reducción o equilibrio redox. En estos equilibrios se distingue el agente oxidante y el agente reductor en los términos siguientes:

Agente oxidante, es el que favorece la oxidación de la otra especie, y por lo tanto capta electrones. El oxidante, al ganar electrones se reduce.

Agente reductor, es el que favorece la reducción de la otra especie, y por tanto le cede electrones. El reductor, al ceder electrones se oxida.

Así, el equilibrio redox se establece de la forma siguiente: Pares redox

Oxidante1 + Reductor2 ↔ Reductor1 + Oxidante2 2. Estados de oxidación:

La pérdida/ganancia de electrones en los procesos redox está relacionada con cambios en el llamado número o estado de oxidación de un elemento en la especie química que se reduce/oxida, en los términos siguiente:

La pérdida de electrones en la oxidación implica un aumento del número de oxidación de un elemento en la especie química que se oxida.

La ganancia de electrones en la reducción implica una disminución del número de oxidación de un elemento en la especie química que se reduce.

El número o estado de oxidación de un elemento en una especie química,

se determina según unas reglas establecidas de forma arbitraria y por convenio y se presentan a continuación:

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1. El nº de oxidación de cualquier elemento en su estado fundamental es 0. 2. El nº de oxidación de los iones formados por un solo elemento coincide con

la carga del ión 3. Hidrógeno, cuando está combinado, se le asigna un nº de oxidación +1,

excepto en los hidruros salinos en los que se le asigna –1. 4. Oxígeno, cuando está combinado, se le asigna un nº de oxidación –2,

excepto en los peróxidos en los que se le asigna – 1 y en los compuestos con flúor que es + 2.

5. El nº de oxidación de los metales es igual a su valencia iónica con carga positiva. Así, los metales de los grupos 1 y 2 tienen un nº de oxidación de +1 y +2, respectivamente.

6. En los compuestos covalentes, como los pares electrónicos están compartidos, se asigna un nº de oxidación negativo al elemento más electronegativo y un nº de oxidación positivo al menos electronegativo en valores coincidentes con su valencia. Ejemplo: en la molécula de CO2 el elemento más electronegativo de los dos es el O y su valencia es 2 mientras que el menos electronegativo es el C y su valencia 4; con el convenio de esta regla, el número de oxidación del O es –2 y el del C es +4.

7. Los elementos del grupo 17 en los haluros tienen un nº de oxidación de – 1.

8. La suma algebraica de los nº de oxidación de todos los elementos multiplicados por los correspondientes subíndices ha de ser cero, si se trata de una especie neutra o la carga, si se trata de un ión.

Se puede definir la oxidación y la reducción en función del número de oxidación.

Cuando en un proceso aumenta, hay una oxidación y cuando disminuye, hay una reducción.

Reducción -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 Oxidación Resumen:

ACCIÓN LO QUE LE OCURRE

DENOMINACIÓN FUNCIÓN A NIVEL ELECTRÓNICO

El que oxida Se reduce (reduce su número de oxidación)

OXIDANTE Agente oxidante

(favorece la oxidación de

la otra especie)

GANA ELECTRONES

El que reduce

Se oxida (aumenta su número de oxidación)

REDUCTOR Agente reductor

(favorece la reducción de

la otra especie)

PIERDE ELECTRONES

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3. Ajuste de reacciones de oxidación-reducción:

Un proceso químico se representa mediante una ecuación química, en la que se describen las fórmulas de las especies químicas que intervienen. El objetivo de establecer una ecuación química es que con ella se describe el proceso químico cualitativa y cuantitativamente de un modo que es al mismo tiempo preciso y breve.

Dado que en una ecuación química, los productos son justamente los mismos átomos de los reactivos, pero con una distribución diferente, el aspecto cuantitativo implica que en una ecuación química debe haber el mismo número de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación. Los coeficientes (estequiométricos) que aparecen en la ecuación expresan este aspecto cuantitativo de una reacción química.

Existen métodos sistemáticos que permiten realizar el ajuste de reacciones redox con más facilidad que el simple tanteo; entre ellos, el método del ion-electrón es el más difundido por ser el que mejor pone de manifiesto la naturaleza electrónica de los procesos de oxidación-reducción.

Se puede describir el método del ion-electrón a partir de las secuencias de etapas siguientes: 1. A partir de la ecuación iónica sin ajustar, se identifican los átomos que experimentan variación en su número de oxidación. 2. Se escriben por separado las correspondientes semirreacciones iónicas de oxidación y de reducción. 3. Se ajusta en cada una de ellas el número de átomos de las especies, excepto el oxígeno y el hidrógeno, si aparecen. 4. Se ajusta el oxígeno y el hidrógeno según esté en medio ácido o básico: Medio Truco Ajuste de O Ajuste de H Ácido 1º sumamos H2O en el

miembro en el que no haya oxígenos.

Se suma H2O Se suman H+

Básico 1º sumamos H2O en el miembro donde haya

oxígenos

Se suman H2O donde haya oxígenos (tantas moléculas

como oxígenos haya)

Al otro lado sumo el doble de OH- que de moléculas de H2O

5. Una vez ajustadas las masas, es necesario ajustar las cargas, pues en los dos miembros de cada semirreacción debe existir igual carga negativa, positiva o neutra, para lo cual se suman o se restan el nº de electrones necesario. 6. Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan, multiplicando cada una de ellas por un coeficiente hasta conseguir que el nº de electrones captados por la especie que se reduce sea igual al nº de electrones cedidos por la especie que se oxida. 7. Para obtener la ecuación iónica ajustada, se suman las dos semirreacciones y se anulan los electrones que aparecen en los dos miembros. 8. Si existieran especies espectadoras, se ajustan por tanteo. 9. Para obtener la ecuación molecular, se reemplazan las especies iónicas de la ecuación iónica anterior por las especies moleculares que intervienen en el proceso, manteniendo los coeficientes estequiométricos determinados en las etapas anteriores, siendo en algunos casos necesarios ajustar por tanteo. Se eliminan o simplifican las moléculas de agua y las especies H+ y OH- cuando aparezcan en ambos miembros.