semirreacción electrón Palabras clave: número de oxidación Las reacciones de óxido-reducción Las reacciones de óxido-reducción (o redox) son aquellas en las cuales ocurre una transferencia de electrones desde uno de los reactivos (agente reductor) hacia el otro (agente oxidante). La combustión de los hidrocarburos, la obtención de varios metales a partir de sus minerales, el proceso de respiración y las reacciones que ocurren en las pilas y baterías son algunos ejemplos de este tipo de reacciones. Veamos…
Estado de oxidación En química, el estado o número de oxidación (EO) es un indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química [FIG. 78]. Puede ser positivo, negativo o nulo y suele indicarse como superíndice en el lado derecho del símbolo químico. Se puede pensar el EO de un átomo como la cantidad de electrones que ese átomo recibe (signo menos) o cede (signo más) cuando forma un compuesto. Algunas reglas prácticas para conocer el EO de los átomos en un compuesto son: En las sustancias simples, formadas por un solo elemento, el número de oxidación es 0. El oxígeno, cuando está combinado, se encuentra casi siempre con EO –2, excepto cuando forma compuestos llamados peróxidos, donde es –1. El hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando se combina con un no metal (HCl) y con –1 cuando está combinado con un metal (NaH). En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga. Por ejemplo: Na⁺ (EO +1), S⁻2 (EO -2), Al⁺3 (EO +3). Los halógenos (grupo VII) tienen siete electrones en su último nivel de energía y siempre tienden a ganar uno para completarlo, por eso se combinan con EO –1. La suma de los EO de todos los átomos de un compuesto es cero (a menos que se trate de iones), porque las moléculas son eléctricamente neutras. Por ejemplo, para el Na2SO3, se tiene EONa +1, EOO -2 y EOS +4. De esta manera: 2 x (-1) + 4 + 3 x (-2) = 0.
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[FIG. 78]
Actualmente, algunas esculturas de hierro están protegidas con sustancias antioxidantes.
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Oxidación y reducción La oxidación es el proceso en el cual una especie química (átomos, moléculas, iones) pierde electrones y aumenta su número de oxidación. La reducción es el fenómeno mediante el cual una especie química gana electrones y reduce su número de oxidación. Ambos fenómenos son simultáneos y no pueden ocurrir en forma independiente. Siempre que un compuesto se oxida, hay otro que se reduce y viceversa. Por ejemplo, la reacción entre zinc metálico y sulfato de cobre permite obtener sulfato de zinc y cobre metálico:
Zn + CuSO4
Cu + ZnSO4
En este caso, el zinc se oxida porque su EO pasa de 0 a +2. El cobre, en cambio, se reduce porque su EO pasa de +2 a 0. Se dice, entonces, que el zinc es el agente reductor de la reacción, porque al oxidarse provoca la reducción del cobre. A su vez, el sulfato de cobre es el agente oxidante porque, al reducirse, causa la oxidación del zinc.
Semirreacciones
Como una reacción redox implica necesariamente que un compuesto se oxide y otro se reduzca, muchas veces, en lugar de escribirse la ecuación química general de óxido-reducción, se escriben las dos semirreacciones correspondientes y se indican explícitamente los electrones transferidos. Para el caso de la reacción entre el zinc metálico y el cobre, la ecuación es: SEMIRREACCIÓN DE OXIDACIÓN:
Zn0
Zn+2 + 2e-
SEMIRREACCIÓN DE REDUCCIÓN:
Cu+2 + 2e-
Cu0
Esta reacción química redox fue una de las primeras en ser utilizada para obtener corriente eléctrica por medio de un dispositivo que permitía que las semirreacciones se desarrollaran en dos partes físicamente separadas. Cuando ambas partes se conectaban con un cable, el movimiento de los electrones a través de él generaba una corriente eléctrica.