Resúmen de química general

Reacciones óxido – reducción (Redox)

Las reacciones de óxido-reducción (redox) Se caracterizan por la transferencia de electrones, por lo que los compuestos que participan sufren un cambio en su estado de oxidación. El resultado de este tipo de fenómenos es, en realidad, la suma de dos reacciones denominadas semirreacción o hemirreacción, una de oxidación y otra de reducción.

Conceptos claves

Número o estado de oxidación:  número que representa la cantidad de electrones que un átomo recibe (signo menos) o cede (signo mas) cuando forma un compuesto determinado. Es decir,  el número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte; Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta.

Agente oxidante: Es la especie química que acepta electrones y, por tanto, se reduce su número de oxidación (disminuye).

Agente reductor: Es la especie química que pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso aumentando su número de oxidación.

Reacción de oxidación: Es la hemirreacción que implica la pérdida de electrones.

Reacción de reducción: Es la hemirreacción que implica la ganancia de electrones.

Reglas para asignar el número de oxidación

Existen determinadas reglas que nos ayudan a determinar o predecir el número de oxidación con la que “actúa” un determinado compuesto en una reacción.

  • Los elementos puros poseen número de oxidación cero: H2, Br2, Na, Zn.
  • Los iones formados por un solo átomo, llevan el estado de oxidación igual al de la carga que poseen. Ca+2, Cl, F, Al+3.
  • El oxigeno tiene un estado de oxidación igual a -2 excepto cuando forma peróxido en cuyo caso es -1.
  • El hidrogeno posee estado de oxidación de +1, excepto cuando forma compuestos binarios en los que emplea un número de oxidación de -1 (LiH, NaH, etc).
  • El flúor actúa con -1. Para el resto de los halógenos (Br, I, Cl) se emplean estados de oxidación negativos salvo cuando están combinados con oxigeno en donde se emplean números de oxidación positivos.
  • Si la molécula es neutra, la suma de los estados de oxidación de todos los átomos debe ser igual a cero. Si se trata de un ion poliatómico, entonces la carga neta del ion es igual a la suma de los estados de oxidación de los átomos.

Desarrollaremos a continuación un ejemplo con los pasos a seguir para determinar los números de oxidación e identificar las diferentes especies.

Zn(s) + CuSO4(ac) → ZnSO4(ac) + Cu(s)

  1. Determinar los números de oxidación.

Lado izquierdo de la ecuación

  • Para el Zn es cero ya que es un elemento puro
  • Para el CuSO4: El grupo sulfato posee una carga de -2 (SO4-2) y como la molécula tiene carga cero, entonces el Cu debe tener una carga de +2.

Lado derecho de la ecuación

  • Para el ZnSo4 hacemos el mismo razonamiento que para el CuSO4, por lo que el Zn posee estado de oxidación +2.
  • El Cu se encuentra en estado puro, entonces su estado de oxidación es cero.

       +2 -2               +2-2             0

Zn(s) + CuSO4(ac) → ZnSO4(ac) + Cu(s)

 

  1. Determinar el agente oxidante y el agente reductor. Para esto necesitamos analizar los cambios en los estados de oxidación.
  • El Zn pasó de tener 0 a +2, es decir que aumentó su número de oxidación por lo que es el agente reductor, perdió electrones.
  • El Cu pasó de tener +2 a tener 0 por lo que su número de oxidación se redujo por lo cual es el agente oxidante.
  1. Escribir las semirreacciones
  • Semireaccion de oxidación: Los electrones se escriben a la derecha de la ecuación porque el agente reductor pierde electrones.

Zn → Zn+2 + 2e

  • Semireaccion de reducción: Los electrones se escriben a la izquierda de la ecuación porque el agente oxidante gana electrones.

Cu+2 + 2e→ Cu

Tipos de reacciones redox

Reacciones de combinación: Dos sustancias o más se combinan para dar un compuesto.

S(s) + O2(g) → SO2(g)

Reacciones de descomposición: Una sustancia se descompone en sus componentes.

2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)

Reacciones de combustión: Se dan en presencia de oxigeno y tienen la característica de generar llama.

C3H8(g) + 5O2(g) → 3Co2(g) + 4H2o(l)

Reacciones de desplazamiento: Un átomo o ion es desplazado por otro. Según sea éste átomo se puede clasificar en:

  • Desplazamiento de hidrogeno:

Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(s) + H2(g)

  • Desplazamiento de un metal. Utiles en la industria metalúrgica para separar metales que se encuentran en forma de mineral en la naturaleza.

TiCl4(g) + 2Mg(l) ⎯→ Ti(s) + 2MgCl2(l)

  • Desplazamiento de un halógeno: Aquí se produce el Desplazamiento de un halógeno por otro.

Cl2(g) + 2KBr(ac) → 2KCl(ac) + Br2(l)

Serie electroquímicaPara predecir si se dará una reacción de desplazamiento o no, se debe consultar una serie de actividad o serie electroquímica como la que se muestra en la figura. Cualquier especie de la serie reaccionará con alguna otra especie que se encuentre abajo de ella, Así el Aluminio es capaz de desplazar a cualquiera de los metales que se ncuentran encima de el en la serie. Es importante notar también que los compuestos que se ubican por encima del hidrógeno, serán capaz de desplazar a este elemento; mientras que los que se ubican debajo de el no reaccionan ni con agua ni con ácidos.

Para predecir el comportamiento de los halógenos, basta con analizar como disminuye el poder oxidante conforme descendemos por el grupo de la tabla periódica (F2 > Cl2 > Br2 > I2).

Reacciones de desproporción: Un mismo elemento se oxida y se reduce al mismo tiempo. En el ejemplo que sigue, el cloro con número de oxidación cero, pasa a tener  +1 en el ion hipoclorito y -1 en el anión cloruro

Cl2(g) + 2OH(ac) → ClO(ac) + Cl2(ac) + H2O(l)

Referencias

Chang, Raymond. Química 10º Edición. s.l. : McGrawHill, 2010.

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