REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES PARTE A: REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Aspectos teóricos: ajuste de reacciones rédox.

CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN El concepto electrónico de oxidación-reducción (o rédox) considera que un proceso es de oxidación-reducción cuando transcurre con transferencia de electrones de unas especies químicas a otras, entendiendo por especies químicas tanto moléculas, átomos o iones. Oxidación: Proceso mediante el cual una sustancia (agente reductor) pierde electrones. Reducción: Proceso mediante el cual una sustancia (agente oxidante) gana electrones.

Ambos procesos se producen 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 rédox. Por lo tanto, una reacción de oxidación-reducción, es aquella en la que un agente reductor se oxida al ceder electrones y un agente oxidante se reduce al aceptarlos. Como regla nemotécnica: oxidante=mangante (de electrones), reductor=perdedor (de electrones). El agente oxidante, es el que favorece la oxidación de la otra especie, y por lo tanto capta electrones. El agente oxidante al captar electrones, se reduce.

Oxidante1+Reductor2=Reductor1+oxidante2 Agente reductor, es el que favorece la reducción de otra especie, y por lo tanto le cede electrones. Por lo tanto, el reductor al ceder electrones se oxida. El equilibrio rédox se establece de la forma siguiente: Oxidante1+Reductor2=Reductor1+oxidante2

Estados de oxidación La pérdida o ganancia de electrones en los procesos rédox está relacionada con cambios en el llamado número o estado de oxidación. El número de oxidación (n.o.) corresponde al número de cargas eléctricas que tendría este átomo si los electrones del enlace covalente se asignasen al átomo más electronegativo. La variación del número de oxidación permite identificar los elementos que se oxidan o reducen: Los elementos que muestran un aumento en su número de oxidación se han oxidado. Los elementos que muestran una disminución en el n.o. se han reducido.

Reglas para asignar números de oxidación 1. El número de oxidación de cualquier elemento en su estado fundamental es cero. Ejemplos: Na, Be, Ca, O2, N2, H2, Cl2, P4 n.o.=0 2. El hidrógeno, cuando se encuentra combinado, tiene n.o +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1. 3. El oxígeno, cuando está combinado, tiene número de oxidación -2, excepto en los peróxidos que es -1 y cuando se combina con el flúor que es +2. 4. El n.o. de los metales es igual a su valencia iónica con carga positiva. Así, los metales de los grupos 1 y 2 tienen n.o, +1 y +2, respectivamente.

5. Los elementos del grupo 17, en los haluros, tienen el n. o. -1. 6 5. Los elementos del grupo 17, en los haluros, tienen el n.o. -1. 6. En los iones monoatómicos, el n.o. coincide con la carga del ion. Ej: Na+ n.o. =+1 ;Mg2+ n.o.=+2; S2- n.o.=-2 7. En un compuesto neutro, la suma algebraica de los números de oxidación multiplicadas por los correspondientes subíndices debe ser cero. Ej: H2SO4 +1x2+6x1-2x4=0. 8. En iones poliatómicos, dicha suma algebraica debe coincidir con la carga del ion. Ej: MnO4- 7x1-2x4=-1. 9. En los compuestos covalentes, como los pares electrónicos están compartidos, se asigna un número de oxidación negativo al más electronegativo y positivo al menos electronegativo con valores coincidentes con su valencia. Así: CO2 n.o. (C) =+4 ; n.o. (O)=-2.

Podemos resumir todo lo anterior en la siguiente tabla: Así, en un proceso rédox, el primer paso será asignar n.o. a cada elemento para estudiar su variación y así poder identificar las especies que se oxidan o se reducen. En la reacción: El Fe pasa de n.o. 0 a n.o.+2. Se ha oxidado y ha perdido electrones. La plata, pasa de n.o.+1 a n.o.=0. Se ha reducido y h ganado electrones. Proceso Agente Electrones Número de oxidación Oxidación Reductor Pierde electrones Aumenta Reducción Oxidante Gana electrones Disminuye

Así, al igual que en el tema anterior definíamos un par ácido-base conjugado (interconvertibles por la ganancia o pérdida de protones), ahora podemos hablar de un par oxidante/reductor (interconvertibles por la ganancia o pérdida de electrones). En el ejemplo anterior tendríamos los siguientes pares oxidante/reductor: Fe2+/Fe Ag+/Ag.

Ej: ¿Los siguientes procesos son rédox Ej: ¿Los siguientes procesos son rédox? De ser así, identifica el agente oxidante y el reductor. A) Puesto que ningún elemento cambia su número de oxidación, no es un proceso rédox. B) El Mn pasa de n.o. +7 a +2, ha ganado electrones, por lo tanto actúa como oxidante y se ha reducido. El I sin embargo, pasa de n.o. -1 a 0, ha perdido electrones por lo tanto ha actuado como reductor y se ha oxidado. Se trata por lo tanto de un proceso rédox. Los pares oxidante/reductor: MnO4-/Mn2+, I2/I-

Ajuste de reacciones de oxidación-reducción: Método del ion-electrón. Un proceso químico se representa mediante una ecuación química, en la que se escriben las fórmulas de las especies químicas que intervienen. El objetivo de la ecuación química es describir el proceso químico cualitativa y cuantitativamente de un modo que es preciso y breve. Dado que en una reacción química, los átomos ni se crean, ni se destruyen, solo se reordenan de otra forma, el aspecto cuantitativo implica que en una ecuación química debe haber el mismo número de átomos de cada element0 en cada lado de la ecuación. Los coeficientes estequiométricos expresan este aspecto cuantitativo de la ecuación química.

En temas anteriores, hemos ajustado las ecuaciones mediante un procedimiento de tanteo de los coeficientes estequiométricos. Las reacciones de oxidación-reducción que normalmente ocurren en disolución acuosa, son difíciles de ajustar mediante tanteo. Veremos a continuación un método más específico para ajustar reacciones rédox, conocido como ion-electrón, en el que a partir de los conceptos ya adquiridos, obtendremos una ecuación molecular ajustada. Distinguiremos en función de que la reacción tenga lugar en medio ácido o básico.

La secuencia a seguir es la siguiente: 1. Asignamos a cada elemento su n.o. para estudiar su variación y así poder identificar el agente reductor (aumenta su número de oxidación), que se oxida y el agente oxidante (disminuye su número de oxidación), que se reduce. El Mn disminuye su n.o. de +7 a +2, ha ganado electrones, actúa como oxidante y por lo tanto se ha reducido. El I ha aumentado su n.o. de -1 a 0. Ha perdido electrones, es el reductor y se ha oxidado.

2. Escribimos por separado las ecuaciones iónicas de oxidación y reducción. Debes tener en cuenta que al considerar el proceso en disolución acuosa, las especies iónicas se encuentran disociadas en sus iones. Sin embargo, los compuestos covalentes, no se disocian. En el ejemplo anterior: Semirreacción de reducción: Semirreacción de oxidación: Como las dos especies son iónicas, están disociadas.

3. Ajuste en masa: Se ajusta en cada una de ellas el número de átomos de las especies, excepto el oxígeno y el hidrógeno sin aparecen. Semirreacción de reducción: Semirreacción de oxidación: 4. Ajuste de los átomos de O: se ajusta añadiendo agua en el miembro de la semirreacción que sea necesario. Ajuste de los átomos de H. Dependerá de que la reacción ocurra en medio ácido o básico. En medio ácido, se adiciona el número adecuado de especies H+ en el miembro de la reacción que lo necesite.

En medio básico, en vez de añadir H+ en el miembro que corresponda, se añade H2O y se añaden en el miembro opuesto tantas especies OH- como especies H+ se necesiten. Las moléculas de agua se ponen en el lado donde hay exceso de O. Para nuestra reacción, que tiene lugar en medio ácido: Semirreacción de reducción: Semirreacción de oxidación: queda igual. 5. Ajuste en carga: en cada semirreacción, se debe conservar la carga, es decir, debe existir la misma carga negativa, positiva o neutra. Lo conseguiremos mediante la suma o resta de electrones. Si sumamos, lo haremos a la izquierda en la semirreacción de reducción y a la derecha en la semirreacción de oxidación.

Semirreacción de oxidación: 6. Igualamos el número de electrones en ambos procesos y las sumamos. De esta forma obtenemos la ecuación iónica ajustada. Se habrán anulado los electrones de ambos miembros y se eliminan o simplifican las moléculas de agua y las especies H+ y OH- cuando aparecen en ambos miembros. En nuestro caso: 2x(semirreacción de reducción)+5x(semirreacción de oxidación):

7. Obtención de la ecuación molecular ajustada 7. Obtención de la ecuación molecular ajustada. Reemplazamos las especies iónicas de la ecuación anterior por las especies moleculares que intervienen en el proceso, manteniendo los coeficientes estequiométricos obtenidos y teniendo en cuanta las siguientes consideraciones: Colocamos las moléculas de ácido necesarias para obtener el número correcto de H+. Añadimos y ajustamos (por tanteo) los iones espectadores (aquellos que no han intervenido en las semirreacciones anteriores por no haber experimentado variación en el n.o). Comprobamos que la reacción no se ha desajustado al añadir los iones espectadores. Si se ha desajustado, realizamos un ajuste final por tanteo.

Reacción inicial: Reacción iónica ajustada: Reacción molecular ajustada: Tanteo