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Reacciones redox

Para comprender lo que son las reacciones redox debemos comenzar por definir que es el estado de oxidación.


Estados de oxidación

El estado de oxidación es un término convenido por los químicos y se representa por un número de caracter artificial (no tiene un sentido físico estricto), que resulta de un modo particular de contar los electrones que "pertenecen" a un átomo en una  sustancia, comparado con la cantidad de electrones de valencia que tiene en el estado libre el elemento. Como la definición brindada es "larga y pesarosa" vamos a aclararla.

¿Cuantos electrones tiene un átomo en un enlace?

Bueno, la respuesta depende de la conveniencia, cuando se trató el tema de los enlaces (que lo puede leer aquí) se explicaba que los átomos se enlazan buscando cumplir la regla de los octetos, es decir completar a 8 la cantidad de electrones del último nivel de energía y por tal motivo el, o los, electrones del último nivel se "compartían como buenos amigos" entre ambos átomos en el enlace llamado covalente.

En el enlace covalente cuando se usa la regla de los octetos los electrones de enlace cuentan para los dos átomos enlazados, de esa forma cuando dos átomos de hidrógeno (H) se enlazan para forma la molécula (H2) se considera que el electrón solitario del átomo de hidrógeno cuenta para ambos átomos de forma que cada uno era "dueño" de dos electrones y con ello se completa el último nivel de energía (que para el hidrógeno no es 8 si no 2). Ambos átomos estan "felices" y la molécula es lo mas estable posible (figura 1).

Esta forma de contar los electrones que pertencen a cada átomo conviene en este momento, y además es lo suficientemente lógico como para aceptarlo a fin de explicar la forma en que los átomos se enlazan para formar moléculas o compuestos. Recuerde que en ciencia una teoría es verdadera cuando explica la realidad observada.

figura 1
Figura 1. Molécula de hidrógeno.

figura 2
Figura 2. Estructura cristalina del HF.
 figura 3
Figura 3. Electronegatividad de los elementos representativos.

En otros tipo de enlaces como en los casos donde participan metales y no metales el conteo se trata de otra forma, ahora la regla de los octetos se cumple no por compartir electrones si no por que uno de los átomos le "regala" electrones al otro y este último los acepta. Ambos tratan de cumplir con la preferencia atómica de tener completos la última capa de lectrones de valencia, es decir cumplir con la regla de los octetos, pero ahora a través de la transferencia de electrones. De esta forma cuando el flúor (F) y el sodio (Na) se enlazan para forma el fluoruro de sodio (NaF), el sodio cede el electrón solitario de la última capa de valencia (el sodio tiene 11 electrones en el átomo, dos en la primera capa, 8 en la segunda, ambas completas, y uno solitario en la próxima o de valencia) y el flúor lo acepta para completar el octeto (el flúor tiene 9 electrones en el átomo, dos en la primera capa que está completa y 7 en la última o de valencia).

Como los átomos ganan y pierden electrones se pierde la neutralidad eléctrica y se convierten en iones, lo que hizo llamar al enlace enlace iónico. Para este tipo de compuestos no puede reconocerse la molécula como entidad independiente, en su lugar, los iones de signo contrario se atraen mutuamente para formar una gran red de iones que se denomina cristal.

Ante la conveniencia de tener un solo modo de conteo universal de los electrones y con ello facilitar la predicción de los productos cuando se produce una reacción química, ya sea entre metales y no metales o entre no metales, los químicos crearon una forma de contabilizar los electrones conocido como método de los estados de oxidación. La meta del método es asignar un número a cada átomo que nos diga  de cuantos electrones de valencia es "dueño" cada uno. Ese número asignado se llama estado o número de oxidación.

Para que sea coherente el método de los estados de oxidación hay que establecer algunas "reglas del juego" y estas son:

1.- Los electrones pareados de un átomo pertenecen por completo a él y no se transfieren a otro átomo. (vea el artículo Enlaces para saber que son electrones pareados).

2.- En un enlace químico el átomo mas electronegativo siempre será "dueño" de los electrones compartidos (en la figura 3 se brinda la electronegatividad de los elementos representativos).

3.- Cuando dos átomos del enlace son del mismo elemento (y por consiguiente de la misma electronegatividad) los electrones se dividen por igual entre ambos átomos.

De este modo, y aunque no corresponda con la realidad física de los enlaces covalentes, se consideran siempre los electrones como "transferidos" del átomo menos electronegativo al más electronegativo. Visto de esta manera, en el agua H2O los átomos de hidrógeno (menos electronegativos EN = 2.1) se quedan sin su electrón solitario y el oxígeno (mas electronegativo EN = 3.5), que físicamente tiene 6 electrones en el último nivel, ahora tiene 8 y está completo.

Aunque la forma mas adecuda y exacta de asignar el estado de oxidación de un átomo en un compuesto es a través de la elaboración del diagrama de puntos (vea Enlaces), el que permite saber a ciencia cierta cuantos electrones resultan pareados en un átomo en particular, esto es tedioso y en ocasiones complicado. Por ello los químicos han desarrollado un método de reglas prácticas que permiten determinar el estado de oxidación de un átomo en un compuesto de manera rápida y casi siempre cierta.

Regla 1: El estado de oxidación de un átomo en la forma de ocurrencia natural mas común es cero.

Regla 2: El estado de oxidación del oxígeno en un compuesto casi siempre es -2.

Regla 3: El estado de oxidación del hidrógeno en un compuesto o en un ion poliatómico es +1.

Regla 4: El estado de oxidación de los átomos de grupo IA (1) de la tabla periódica (los metales alcalinos como el sodio, potasio o litio) en un compuesto es siempre +1.

Regla 5: El estado de oxidación de cualquier átomo de los elementos del grupo IIA (2) de la tabla periódica (metales alcalinotérreos como el magnesio, bario y calcio) en un compuesto es siempre +2. (La tabla periódica aparece a continuación en la figura 4)

Regla 6: El estado de oxidación de cualquier ión monoatómico (de un solo átomo) es igual a la carga eléctrica del ion.

Regla 7: La suma de los estados de oxidación de todos los átomos en una fórmula química debe coincidir con la carga eléctrica de la molécula o el ion representado por la fórmula.

figura 4
Figura 4. Tabla periódica.

Veamos algunos ejemplos:

Fórmula
Átomo
Estado de oxidación
Regla
H2O
O
-2
Regla # 2  O es -2

H
+1
Regla # 3  H es +1

H
+1


Suma
0
Lo que coresponde a la regla 7
la molécula del agua es neutra.

Fórmula
Átomo
Estado de oxidación
Regla
SO42-
O
-2
Regla # 2  O es -2

O
-2


O
-2


O
-2


S
?
No hay regla para el azufre

Suma
-2
Para que corresponda a la regla 7
la molécula del ion sulfato debe
tener carga 2-.

Entoces ¿cuál debe ser el número de oxidación de azufre (S)?, evidentemente en este ion el azufre tiene un número de oxidación +6 para que se cumpla la regla 7:

 (-2) + (-2) + (-2) + (-2) + (+6) = -2

Vamos un caso algo mas complejo:

Fórmula
Átomo
Estado de oxidación
Regla
Cr2O72-
O
-2
Regla # 2  O es -2

O
-2


O
-2


O
-2


O
-2


O
-2


O
-2


Cr
?
No hay regla para el cromo

Cr
?


Suma
-2
Para que corresponda a la regla 7
la molécula del ion dicromato
debe tener carga -2.
 
Vuelve la pregunta, ¿cuál debe ser el número de oxidación del cromo en este ion?

Tenemos que la suma de los estados de oxidación de los átomos de oxígeno da un total de -14, lo que significa que con el cromo debemos conseguir un estado de oxidación +12 para que la carga del ion correponda con la regla 7. Observe que hay dos átomos de cromo y ambos deben tener el mismo estado de oxidación lo que significa que el número de oxidación de cada uno es +6.

Del mismo modo se procede con cualquier molécula o ion.

Estados de oxidación y reacciones químicas

El número de oxidación nos puede decir cuantos electrones tiene un átomo en un compuesto en relación a los que tiene cuando es un átomo libre. De este modo:

Si el estado de oxidación cambia en los átomos durante una reacción química es porque se han transferido electrones.

Al investigar los números de oxidación en los átomos durante una reacción podemos saber si ha habido o no transferencia de electrones. Veamos las reacciones siguientes.


NaCl + LiBr  ------------->  NaBr + LiCl     (Reacción 1)

El sodio (Na) como es un metal alcalino (regla 4) tiene un número de oxidación +1 antes de la reacción y el cloro (Cl) para mantener la neutralidad de la molécula de cloruro de sodio (NaCl) debe tener un estado de oxidación igual a -1. Igualmente sucede con el litio (Li) es también un metal alcalino de modo que segun la regla 4 tiene un estado de oxidación de +1 por lo que el bromo (Br) está obligado a tener un estado de oxidación de -1 para mantener la neutralidad de la molécula de bromuro de litio (LiBr). ¿Que pasa del otro lado de la ecuación química? pues nada desde el punto de vista de la transferencias de electrones, solo se ha producido una reacción de doble sustitución donde el sodio y el litio han intercambiado al bromo y al cloro, pero los estados de oxidación de todos los átomos se han mantenido iguales y por tanto no ha habido transferencia de electrones.

La reacción entre el metano (CH4) y el oxígeno para producir agua y dióxido de carbono (CO2) es bastante diferente.

CH4  +  2O2   ------------>  CO2  +  2H2O      (Reacción 2)

A la izquierda de la ecuación química, como el hidrógeno tiene un estado de oxidación +1 (regla 3) el carbono (C) tiene que tenerlo como -4 para lograr la neutralidad molecular (son 4 átomos de hidrógeno) y en ese mismo lado de la ecuación el estado de oxidación del oxígeno es 0 (regla 1). Después de la reacción, en el lado derecho de la ecuación la cosa ha cambiado sustancialmente, ahora el oxígeno está combinado, por lo que de acuerdo a la regla 2 su estado de oxidación es -2 lo que implica que el carbono en el CO2  formado debe tener el estado de oxidación +4 (son dos átomos de oxígeno que suman -4). Por otra parte también en el agua formada el oxígeno tiene como número de oxidación -2 para compensar el +2 que producen los dos átomos de hidrógeno.

Estos cambios en los estados de oxidación significan que el oxígeno ha ganado electrones y ha pasado de 0 a -2, mientras el carbono los ha perdido ha pasado de -4 a +4.

Cuando un átomo gana electrones se dice que ha sufrido una reducción y esta reducción no se ve desde el punto de vista de la transferencia de electrones (de los cuales ha ganado) si no porque su número de oxidación ha disminuido.

En la reacción 2 que estamos tratando, el oxígeno ha pasado del estado de oxidación 0 antes de la reacción a -2 después de la reacción, esto es, ha disminuido su estado de oxidación y por tanto se ha reducido.

Para que los átomos de oxígeno (4 átomos, dos del CO2 y uno en cada moléculas de las 2 de agua) hayan podido ganar dos electrones cada uno al reaccionar, alguien debe haberlos perdido y ese "perdedor" es el carbono cuyo estado de oxidación ha pasado de -4 a +4 lo que significa que ha perdido los 8 electrones que han ganado los átomo de oxígeno.

Si es lo contrario, los átomos pierden electrones se dice que se han oxidado; la oxidación se define como pérdida de electrones, y al oxidarse el número de oxidación crece. No es difícil darse cuenta que el carbono se ha oxidado.

En reumen.

Reducción: Ganacia de electrones que conlleva a la disminución del estado de oxidación.

Oxidación: Pérdida de electrones que conlleva al aumento del número de oxidación.


Tenga presente que la ganacia o pérdida de electrones no es verdadera desde el punto de vista de la estructura de los átomos involucrados (regla de los octetos) esto solo se asume por el método de estados de oxidación ya que es una herramienta muy útil en la práctica para lidiar con reacciones químicas.

La reducción y la oxidación siempre andan juntas en una reacción química, no puede oxidarse un elemento si no se reduce otro, de lo contrario deben "desaparecer" electrones y esto no es posible por métodos químicos. Si el número de oxidación de un elemento crece (se oxida) debe necesariamente bajar el de otro (se reduce).

Por ese motivo a las reacciones en las que se transfieren electrones se les llama reacciones de reducción-oxidación que se acorta como reacciones redox. Resulta claro que la reacción 2 es una reacción redox.

Hasta ahora hemos visto la reducción-oxidación de átomos individuales y esto es perfectamente correcto, pero los químicos ven la situación desde el punto de vista de la molécula en su conjunto en lugar de átomos individuales y un químico diría que toda la molécula de metano se ha oxidado y que la molécula de oxígeno en conjunto se ha reducido. De manera que sugen dos nuevos términos los agentes reductores y los agentes oxidantes. Un agente oxidante es una sustancia que oxida algo, mientra que un agente reductor hace lo contrario, reduce a alguien.

En el ejemplo que nos ocupa, la reacción 2, el oxígeno es un agente oxidante ya que oxida al metano al ganar los electrones que este pierde, del mismo modo el metano es el agente reductor que provee los electrones que gana el oxígeno.

La situación se ha ido complicando y se va haciendo confusa, muchos gana y pierde electrones, muchos sube y baja de los estados de oxidación y además como si fuera poco ahora el agente oxidante y el agente reductor, pero aunque a primera vista parezca un laberinto de palabras y acciones, si lo practica se encontrará confortable con el método.

Vamos a hacer un resumen final:

El agente oxidante oxida a alguien (le quita electrones) y por tanto baja su estado de oxidación (se reduce). Al mismo tiempo el otro participante que cede electrones y por tanto sube su estado de oxidación (se oxida)  es el agente reductor.



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