Imagina la escena: Es una fría noche de noviembre y estás de pie fuera, en la oscuridad. A tu lado, una hoguera crepitante se abre paso entre viejos palés y ramas. Unos cuantos clavos mellados sobresalen de la madera medio podrida, teñida de un marrón anaranjado apagado por el óxido que se desprende.
Lo creas o no, la madera ardiendo y el metal oxidado tienen algo en común: ambos son ejemplos de reacciones redox.
- Este artículo trata de las reacciones redox en química.
- Comenzaremos explicando qué significan los términos redox, oxidación y reducción.
- Luego, veremos algunos agentes oxidantes y reductores comunes y cuándo un elemento se reduce o se oxida.
- A continuación, te presentaremos los estados de oxidación.
- Seguido, te mostraremos cómo escribir ecuaciones redox y veremos las medias ecuaciones.
- Por último, abordaremos las reacciones de desproporción y algunos ejemplos de reacciones redox.
Reacciones redox
El término redox se utiliza para describir las reacciones de oxidación y reducción. Estas reacciones implican un movimiento de electrones y se caracterizan por un cambio en los estados de oxidación.
El término redox es la abreviatura de reducción-oxidación, y se utiliza para describir reacciones que implican -lo has adivinado- tanto reacciones de oxidación como de reducción. Todas las reacciones redox presentan un movimiento de electrones y un cambio de estado de oxidación.
Veamos con más detalle las definiciones correspondientes.
Reducción y oxidación
Las palabras oxidación y reducción tienen varios significados en química. La primera definición se refiere al oxígeno. A ver si adivinas lo que significa la oxidación.
La oxidación es la ganancia de oxígeno.
La reducción es lo contrario de la oxidación.
La reducción es la pérdida de oxígeno.
Por ejemplo, cuando el cobre reacciona con el oxígeno, forma óxido de cobre. Es decir, el cobre se oxida.
$$Cu_{(s)}+\frac{1}{2}O_{2\ (g)}\rightarrow CuO_{(s)}$$
Pero, al reaccionar el hidrógeno con el óxido de cobre, se separa el cobre y el oxígeno. Es decir, el óxido de cobre se reduce.
$$CuO_{(s)}+H_{2\ (g)}\rightarrow Cu_{(s)}+H_{2}O_{(l)}$$
¿Te has dado cuenta de que hemos añadido hidrógeno para reducir el óxido de cobre? Esto nos lleva a la segunda serie de definiciones para la oxidación y la reducción:
La oxidación es la pérdida de hidrógeno, y la reducción es la ganancia de hidrógeno.
En química orgánica, esta definición nos vale. Sin embargo, en los otros ámbitos de la química, tendemos a utilizar una definición diferente. Se refiere al movimiento de electrones entre especies en una reacción, y es la definición en la que nos centraremos durante el resto de este tema:
La oxidación es la pérdida de electrones, y la reducción es la ganancia de electrones.
Volvamos al ejemplo de antes. ¿Qué ocurre cuando el cobre reacciona con el oxígeno? Se forma óxido de cobre, un compuesto iónico. El óxido de cobre está formado por iones de cobre e iones de oxígeno (Cu2+ y O2- , respectivamente).
Para formar estos iones a partir de átomos neutros, hay que mover algunos electrones:
- Para convertir un átomo de cobre en un ion de cobre, el átomo debe perder dos electrones. Por tanto, el cobre se oxida.
- Para convertir un átomo de oxígeno en un ion de oxígeno, el átomo debe ganar dos electrones. Como resultado, el oxígeno se reduce.
Dado que tanto la oxidación como la reducción se producen simultáneamente, este es un ejemplo de reacción redox.
En resumen, la oxidación puede significar:
- Ganancia de oxígeno.
- Pérdida de hidrógeno.
- Pérdida de electrones.
Del mismo modo, la reducción puede significar:
- Pérdida de oxígeno.
- Ganancia de hidrógeno.
- Ganancia de electrones.
Agentes oxidantes y reductores en Redox
Ya sabemos qué son las reacciones de oxidación y reducción. Ahora vamos a ver las especies que llevan a cabo estas reacciones.
Agentes oxidantes
Los agentes oxidantes son especies que oxidan otro átomo, ion o compuesto. Se reducen en el proceso.
Los agentes oxidantes aceptan los electrones de otra especie, y la oxidan. Algunos agentes oxidantes especialmente potentes son el flúor y, tal vez no sea sorprendente, el oxígeno.
Hay varios factores que afectan a la fuerza de un agente oxidante. Entre ellos están la electronegatividad, la entalpía de afinidad de los electrones y el estado de oxidación (que veremos a continuación). Esto se debe a que los agentes oxidantes toman electrones, por lo que cualquier cosa que aumente la atracción entre un átomo o ion y un electrón entrante aumentará la fuerza oxidante del agente.
Por ejemplo, el flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica, lo que lo convierte en un agente oxidante muy fuerte. Las especies con un estado de oxidación elevado también suelen ser buenos agentes oxidantes.
Agentes reductores
Ya sabemos qué son los agentes oxidantes. ¿Qué crees que son los agentes reductores? Probablemente ya puedas adivinar.
Los agentes reductores son especies que reducen otro átomo, ion o compuesto. Se oxidan en el proceso.
Los agentes reductores donan electrones a otra especie, la reducen. Muchos metales, como el litio, el aluminio y el zinc, son buenos agentes reductores, al igual que el hidrógeno gaseoso (si está en presencia de un catalizador de níquel).
Una vez más, existe un práctico acrónimo que te ayudará a recordar las acciones de los agentes oxidantes y reductores en términos de electrones: ARDE
Tomemos, de nuevo, el ejemplo del cobre y el oxígeno. Sabemos que el cobre se oxida y el oxígeno se reduce. El cobre pierde dos electrones que el oxígeno gana. Esto significa, también, que el cobre actúa como agente reductor y el oxígeno como agente oxidante.
Ahora deberías sentirte seguro con los términos oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor. Pasemos al siguiente tema.
Los estados de oxidación en el redox
Ahora que sabemos qué son las reacciones redox, podemos ver cómo calcular qué especie se oxida y qué especie se reduce en una reacción. Para ello, utilizamos los estados de oxidación.
Los estados de oxidación son números asignados a los iones que muestran cuántos electrones ha perdido o ganado el ion, en comparación con el elemento en su estado no combinado:
- Un estado de oxidación positivo indica que el elemento ha perdido electrones.
- Un estado de oxidación negativo indica que ha ganado electrones.
También pueden denominarse números de oxidación.
Los cambios en los estados de oxidación nos permiten ver si las especies se han oxidado o reducido:
- Pasar de un estado de oxidación positivo a un estado de oxidación más negativo significa que la especie ha ganado electrones. Por tanto, se ha reducido.
- Mientras que, pasar de un estado de oxidación negativo a un estado de oxidación más positivo significa que la especie ha perdido electrones. Por tanto, se ha oxidado.
Asignación de estados de oxidación
Está muy bien saber qué es un estado de oxidación. Pero ¿cómo se asignan?
Hay algunas reglas que se pueden utilizar para averiguar el estado de oxidación de una especie:
- Todos los elementos no combinados tienen un estado de oxidación 0.
- Por ejemplo: el Cl2, el Zn y el O2 tienen estados de oxidación 0.
- Los estados de oxidación de todos los átomos o iones de un compuesto neutro suman 0.
- Por ejemplo: en el compuesto neutro NaCl, el Na tiene un estado de oxidación de +1 y el Cl tiene un estado de oxidación de -1. Estos estados se suman para hacer 0.
- La suma de los estados de oxidación de un ion es igual a la carga del ion. Esto funciona tanto para los iones monatómicos formados por un átomo como para los iones complejos formados por muchos átomos.
- Por ejemplo: el Cl- tiene un estado de oxidación de -1 y el Ca2+ tiene un estado de oxidación de +2.
- Por ejemplo: en el ion nitrato negativo NO3-, el N tiene un estado de oxidación de +5 y los tres O tienen un estado de oxidación de -2. Estos se suman para hacer -1, que es la carga del ion.
- En un ion o un compuesto, el átomo más electronegativo suele tener el estado de oxidación negativo.
- Por ejemplo: en el F2O el estado de oxidación del F es -1, y el estado de oxidación del O es +2.
- Algunos elementos adoptan determinados estados de oxidación:
- Los metales del grupo 1 siempre tienen un estado de oxidación de +1
- Los metales del grupo 2 siempre tienen un estado de oxidación de +2
- El Al siempre tiene un estado de oxidación de +3
- El H suele tener un estado de oxidación de +1 (excepto en los hidruros metálicos)
- El F siempre tiene un estado de oxidación de -1
- El Cl suele tener un estado de oxidación de -1 (excepto en los compuestos con O o F)
- El O suele tener un estado de oxidación de -2 (excepto en peróxidos y compuestos con F).
Podemos utilizar este conocimiento para calcular los estados de oxidación de elementos desconocidos en compuestos y iones.
Lo vemos en el siguiente ejemplo:
¿Cuál es el estado de oxidación del cobre en el óxido de cobre, CuO (Cu2+O2-)?
Para resolver este problema:
Observa los iones de cobre en el óxido de cobre. Son iones con una carga de 2+. ¿Cómo se convierte un átomo sin combinar, que es un átomo neutro por sí solo, en un ion con carga 2+? Perdiendo dos electrones. Para formar un ion de cobre con carga 2+, cada átomo de cobre tiene que perder dos electrones. Esto significa que estos iones de cobre tienen un estado de oxidación de +2.
Si quieres ver más ejemplos y problemas resueltos de estados de oxidación en acción, dirígete a Estado de oxidación".
- Cuando hablamos de cargas, ponemos primero el número 2+.
- Pero, cuando hablamos de estados de oxidación, ponemos primero el símbolo positivo o negativo: +2.
Números romanos en redox
Aunque algunos elementos solo forman iones con un estado de oxidación, otros pueden formar iones con varios estados de oxidación diferentes. Para evitar confusiones al hablar de estos iones, mostramos los estados de oxidación utilizando números romanos.
Por ejemplo, al hablar de los iones de cobre en el CuO con un estado de oxidación de +2, escribiríamos cobre(II).
Ecuaciones redox
Una ecuación redox es una forma de representar una reacción redox.
Durante una reacción redox se producen dos procesos simultáneos: la reducción y la oxidación. Podemos representar estos procesos mediante una ecuación general que no muestra los iones que no se oxidan ni se reducen; es decir, que no participan en la reacción. Estos iones se denominan iones espectadores.
Los iones espectadores son iones que están presentes tanto en los reactivos como en los productos de una reacción. La reacción no los modifica en absoluto: su estado físico, su estado de oxidación y su carga no cambian.
Escribir ecuaciones redox
Ahora, nos centraremos en cómo se pueden escribir las ecuaciones redox, utilizando algunos ejemplos prácticos. Uno de ellos puede ser la reacción de desplazamiento entre el magnesio y el sulfato de cobre.
Escribe una ecuación redox para la reacción entre el magnesio y el sulfato de cobre. La ecuación general se da a continuación:
Mg (s) + CuSO4 (ac) → MgSO4 (ac) + Cu (s)
Solución:
En primer lugar, tienes que averiguar los iones espectadores de la ecuación. Estos no cambian de estado de oxidación: no se oxidan ni se reducen, así que no tenemos que preocuparnos por ellos.
Para ayudarte a identificar los iones espectadores, divide las sales iónicas en sus iones constituyentes:
Mg (s) + Cu2+ (ac) + SO42- (ac) → Mg2+(ac) + SO42- (ac) + Cu (s)
El ion sulfato SO
42- está presente en ambos lados de la ecuación. No cambia de estado físico, de estado de oxidación, ni de carga. Esto significa que es un ion espectador. Para escribir una ecuación redox global, simplemente omitimos este ion. Esta es la respuesta final:Mg (s) + Cu
2+ (ac) → Mg
2+ (ac) + Cu (s)
Semirreacciones
Las ecuaciones redox son útiles para mostrar una reacción redox global. Una especie se oxida y otra se reduce, lo que significa que hay un movimiento global de electrones. Sin embargo, pueden dificultar la identificación de los procesos individuales de oxidación y reducción. Por eso, para verlos con más claridad, solemos utilizar semirreaciones.
Las semireacciones son ecuaciones que muestran una mitad de una reacción redox: una mitad de la ecuación muestra el proceso de oxidación, mientras que la otra muestra el proceso de reducción.
Escribir semirreacciones
Para escribir semrreacciones, consideramos cada uno de los iones o átomos implicados en la ecuación redox por separado. Añadimos electrones para mostrar los procesos de oxidación y reducción, y puede que también tengamos que añadir iones de agua o hidrógeno para equilibrar la ecuación.
Estos pasos te ayudarán a aprender a escribir semirreacciones:
- Escoge un átomo o un ion que intervenga en la reacción redox y escribe los reactivos y los productos que lo involucran.
- Equilibra los elementos aparte del oxígeno y el hidrógeno. Como todas las ecuaciones, las medias ecuaciones deben estar equilibradas: debes tener el mismo número de moles de cada elemento en ambos lados de la ecuación.
- Añade moléculas de agua para equilibrar los átomos de oxígeno en ambos lados de la ecuación.
- Añade iones de hidrógeno para equilibrar los átomos de hidrógeno en ambos lados de la ecuación.
- Añade electrones para equilibrar las cargas.
Solo hay tres cosas que puedes añadir por tu cuenta en las semirreacciones, además de más cantidad de reactivo o producto: agua, iones de hidrógeno y electrones.
Por eso, no puedes introducir gas oxígeno para ajustar, por ejemplo.
Este proceso puede parecer un poco complicado; pero, no te preocupes: tenemos muchos ejemplos en Estequiometría Redox, para que puedas comprenderlo mejor.
Reacciones de desproporción en Redox
Ahora, vamos a hablar de las reacciones de desproporción. Antes solo veíamos las ecuaciones en las que una especie se oxida o se reduce. En las reacciones de desproporción ocurren ambos procesos.
Las reacciones de desproporción o dismutación son reacciones en las que la misma especie se oxida y se reduce.
Podemos saber si una especie se ha reducido, oxidado o ambas cosas mirando sus estados de oxidación.
Aquí hay un ejemplo:
$$Cu_{2}O+H_{2}SO_{4}\rightarrow CuSO_{4}+Cu+H_{2}O$$
Podemos ver lo siguiente:
- El cobre pasa de un estado de oxidación de +1 (en Cu2O) a 0 (en Cu) y +2 (en CuSO4).
- Para pasar de Cu2O a Cu, el cobre debe ganar un electrón. Esto significa que se reduce.
- Para pasar de Cu2O a CuSO4, el cobre debe perder un electrón. Esto significa que se oxida.
Como el cobre se ha oxidado y reducido, se trata de una reacción de desproporción. Este es solo un ejemplo de un tipo de reacción redox. Veamos, ahora, algunas más.
Reacciones de cloro
En la industria, una de las reacciones de dismutación más importantes es la formación de la lejía (hipoclorito), a partir de cloro gas. El cloro es muy reactivo y es estable con varios estados de oxidaciones. Si analizamos el cloro, vemos que es un halógeno; es decir, está en el periodo 3 y el grupo 7. Por lo tanto, necesita un electrón para llegar a la configuración electrónica de un gas noble. Al ganar un electrón, su estado de oxidación es -1.
Sin embargo, átomos más electronegativos pueden robarle electrones al Cloro. El oxígeno tiende a robarle 1 (Cl+). Puede tener los orbitales semillenos (Cl3+), dejando los orbitales p vacíos (Cl5+). También, un oxidante muy fuerte puede aceptar todos sus electrones de su última capa (Cl7+).
Por ejemplo:
$$3Cl_{2\ (g)}+4OH^{-}_{(ac)}\rightarrow 4Cl^{-}_{(ac)}+2ClO^{-}_{(ac)}+2H_2O_{(l)}$$
Aquí vemos que el cloro empieza con el estado de oxidación 0
- Al pasar a Cl-, gana un electrón; por lo tanto, se reduce
- Al pasar a ClO-, sabemos que el oxígeno es más electronegativo; por lo que el cloro se oxida, cediendo un electrón.
- E.O de oxígeno = -2
- E.O de cloro = -1 = -2 + x ; x = +1
Ejemplos de reacciones redox
Hay algunos ejemplos comunes de reacciones redox. Uno de ellos es la electrólisis.
Electrólisis
La electrólisis es una forma de dividir los compuestos iónicos en sustancias más simples, haciendo pasar una corriente eléctrica a través de ellos. En los dos electrodos del sistema se produce una reducción o una oxidación:
- En el cátodo, los cationes positivos ganan electrones para formar átomos neutros. Se reducen.
- En el ánodo, los aniones negativos pierden electrones para formar átomos neutros. Se oxidan.
Por ejemplo, la electrólisis del cloruro de sodio produce gas cloro en el ánodo y gas hidrógeno en el cátodo.
Los iones de cloruro se oxidan y los de hidrógeno se reducen:
$$2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2e^{-}$$
$$2H^{+}+2e^{-}\rightarrow H_{2}$$
Otros ejemplos de reacciones reducción y oxidación
Otros ejemplos de reacciones redox en la vida cotidiana son la combustión, la oxidación y la respiración:
- En la combustión, el combustible se oxida y el oxígeno se reduce.
- En la oxidación, el hierro se oxida y el oxígeno se reduce.
- En la respiración, los portadores de electrones se oxidan y el oxígeno se reduce.
Redox - Puntos clave
- El término redox se utiliza para describir las reacciones de oxidación y reducción. Estas reacciones implican un movimiento de electrones y se caracterizan por un cambio en los estados de oxidación.
- La oxidación y la reducción tienen varias definiciones en química. Sin embargo, la oxidación suele entenderse como una pérdida de electrones (aumento de estado de oxidación); mientras que la reducción significa una ganancia de electrones (reducción de estados de oxidación).
- Los agentes reductores son donantes de electrones que reducen otra especie y se oxidan ellos mismos.
- Los agentes oxidantes son aceptores de electrones que oxidan otra especie y se reducen ellos mismos.
- Los estados de oxidación son números asignados a los iones que muestran cuántos electrones han perdido o ganado, en comparación con el elemento en su estado no combinado.
- Un estado de oxidación positivo indica que el elemento ha perdido electrones, mientras que un estado de oxidación negativo indica que ha ganado electrones.
- Existen ciertas reglas para asignar los estados de oxidación:
- Una ecuación redox es una ecuación que muestra los procesos de reducción y oxidación en una reacción, ignorando los iones espectadores.
- Las ecuaciones redox pueden dividirse en semirreaciones que muestran los procesos de oxidación y reducción por separado. También muestran el movimiento de los electrones.
- Las reacciones de desproporción o dismutación son reacciones en las que la misma especie se reduce y se oxida.
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