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Lecciones de química

Curso: Lecciones de química > Unidad 5

Lección 5: Tipos de reacciones químicas
Ciencia
Lecciones de química
Reacciones químicas y estequiometría
Tipos de reacciones químicas
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Reacciones de oxidación–reducción (redox)

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¿Qué es una reacción de oxidación–reducción?

Luz solar que brilla sobre las hojas de color verde intenso de una planta.
Las plantas usan la fotosíntesis, un proceso de óxido-reducción, para obtener energía del sol. Crédito de la imagen: Eschtar M. en Pixabay, Pixabay Licence.
Una reacción de oxidación–reducción, o reacción redox, es una reacción en la que hay una transferencia de electrones entre especies químicas (los átomos, los iones o las moléculas que intervienen en la reacción). Todo el tiempo se producen reacciones redox a nuestro alrededor: en la quema de combustibles, la corrosión de metales e incluso en los procesos de fotosíntesis y respiración celular hay oxidación y reducción. A continuación se muestran ejemplos de reacciones redox comunes.
CHX4(g)+2 OX2(g)→COX2(g)+2 HX2O(g)(combustioˊn del metano)\small{\ce{CH4}(g) + \ce{2O2}(g) \rightarrow \ce{CO2}(g) + \ce{2H2O}(g)\kern0.75em(\text{combustión del metano})}
2 Cu(s)+OX2(g)→2 CuO(s)(oxidacioˊn del cobre)\small{\ce{2Cu}(s) + \ce{O2}(g) \rightarrow \ce{2CuO}(s)\kern7.65em (\text{oxidación del cobre})}
6 COX2(g)+6 HX2O(l)→CX6HX12OX6(s)+6 OX2(g)(fotosıˊntesis)\small{\ce{6CO2}(g) + \ce{6H2O}(l) \rightarrow \ce{C6H12O6}(s) + \ce{6O2}(g)\kern1.90em(\text{fotosíntesis})}
Durante una reacción redox, algunas especies sufren oxidación, o la pérdida de electrones, mientras que otras sufren reducción, o ganan electrones. Por ejemplo, considera la reacción entre el hierro y el oxígeno para formar herrumbre (u "óxido"):
4 Fe(s)+3 OX2(g)→2 FeX2OX3(s)(oxidacioˊn del hierro)\small{\ce{4Fe}(s) + \ce{3O2}(g) \rightarrow \ce{2Fe2O3}(s)\kern8.65em(\text{oxidación del hierro})}
En esta reacción, el F, e neutro pierde electrones para formar iones FeX3+\ce{Fe^3+} y el OX2\ce{O2} neutro gana electrones para formar iones OX2−\ce{O^2-}. Es decir, el hierro se oxida y el oxígeno se reduce. De forma importante, la oxidación y la reducción no solo ocurre entre metales y no metales. Los electrones también se mueven entre no metales, como se indica en los ejemplos de combustión y fotosíntesis de arriba.

Números de oxidación

¿Cómo podemos determinar si una reacción en específico es una reacción redox? En algunos casos, es posible saberlo por inspección visual. Por ejemplo, podríamos determinar que la oxidación del hierro es un proceso redox si simplemente notamos que implica la formación de iones (FeX3+\ce{Fe^3+} y OX2−\ce{O^2-}) a partir de elementos libres (F, e y OX2\ce{O2}). Sin embargo, en otros casos no es tan obvio, particularmente cuando la reacción en cuestión implica solo sustancias no metálicas.
Para ayudar a identificar estas reacciones redox menos obvias, los químicos han desarrollado el concepto de números de oxidación, que nos da una forma de llevar la cuenta de los electrones antes y después de una reacción. El número de oxidación (o estado de oxidación) de un átomo es la carga imaginaria que tendría el átomo si todos los enlaces fueran completamente iónicos. Los números de oxidación se pueden asignar a los átomos de una reacción utilizando los siguientes lineamientos:
  1. Un átomo de un elemento libre tiene un número de oxidación de 0. Por ejemplo, cada átomo de C, l en el ClX2\ce{Cl2} tiene un número de oxidación de 0. Lo mismo es cierto para cada átomo de H en el HX2\ce{H2}, cada átomo de S en el SX8\ce{S8}, y así sucesivamente.
  2. Un ion monoatómico tiene un número de oxidación igual a su carga. Por ejemplo, el número de oxidación del CuX2+\ce{Cu^2+} es plus, 2, y el número de oxidación del BrX−\ce{Br-} es minus, 1.
  3. Cuando se combinan con otros elementos, los metales alcalinos (Grupo 1, start text, A, end text) siempre tienen un número de oxidación de plus, 1, mientras que los metales alcalinotérreos (Grupo 2, start text, A, end text) siempre tienen un número de oxidación de plus, 2.
  4. El flúor tiene un número de oxidación de minus, 1 en todos sus compuestos.
  5. El hidrógeno tiene un número de oxidación de plus, 1 en la mayoría de los compuestos. La excepción principal es cuando el hidrógeno se combina con metales, como en N, a, H o LiAlHX4\ce{LiAlH4}. En estos casos, el número de oxidación del hidrógeno es minus, 1.
  6. El oxígeno tiene un número de oxidación de minus, 2 en la mayoría de los compuestos. La excepción principal es en los peróxidos (compuestos que contienen OX2X2−\ce{O2^2-}), donde el oxígeno tiene un número de oxidación de minus, 1. Ejemplos de peróxidos comunes incluyen al HX2OX2\ce{H2O2} y NaX2OX2\ce{Na2O2}.
  7. Los otros halógenos (C, l, B, r y I) tienen un número de oxidación de minus, 1, a menos que se combinen con oxígeno o flúor. Por ejemplo, el número de oxidación del C, l en el ion ClOX4X−\ce{ClO4-} es plus, 7 (porque O tiene un número de oxidación de minus, 2 y la carga global en el ion es minus, 1).
  8. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto neutro es igual a cero, mientras que la suma para todos los átomos en un ion poliatómico es igual a la carga del ion. Considera el ion poliatómico NOX3X−\ce{NO3-}. Cada átomo de O tiene un número de oxidación de minus, 2 (para un total de minus, 2, times, 3, equals, minus, 6). Como la carga global del ion es minus, 1, el número de oxidación del átomo de N debe ser plus, 5.
Algo que debemos notar es que el número de oxidación se escribe con el signo (plus o minus) antes del número. Esto contrasta con la carga de los iones, que se escriben con el signo después del número. Ahora, veamos algunos ejemplos de asignación de números de oxidación.

Ejemplo 1: asignación de los números de oxidación

¿Cuál es el número de oxidación de cada átomo en (a) SFX6\ce{SF6}, (b) HX3POX4\ce{H3PO4} y (c) IOX3X−\ce{IO3-}?
Para asignar los números de oxidación a los átomos en cada compuesto, vamos a seguir las pautas descritas arriba.
(a) Sabemos que el número de oxidación del F es minus, 1 (pauta 4). Como la suma de los números de oxidación de los seis átomos de F es minus, 6 y el SFX6\ce{SF6} es un compuesto neutro, el número de oxidación del S debe ser plus, 6:
SF6+6−1\begin{aligned} &\kern0.75em\blueD{\text{S}}\maroonD{\text{F}}_6 \\ &\footnotesize\blueD{{+6}}\kern0.35em\maroonD{{-1}} \end{aligned}
(b) El número de oxidación del H es plus, 1 (pauta 5) y el número de oxidación del O es minus, 2 (pauta 6). La suma de estos números de oxidación es 3, left parenthesis, plus, 1, right parenthesis, plus, 4, left parenthesis, minus, 2, right parenthesis, equals, minus, 5. Como HX3POX4\ce{H3PO4} no tiene una carga neta, el número de oxidación del P debe ser plus, 5:
H3PO4+1+5−2\begin{aligned} &\kern0.60em\blueD{\text{H}}_3\maroonD{\text{P}}\greenD{\text{O}}_4 \\ &\footnotesize\blueD{{+1}}\kern0.35em\maroonD{{+5}}\kern0.35em\greenD{{-2}} \end{aligned}
(c) El número de oxidación del O es minus, 2 (pauta 6), por lo que la suma de los números de oxidación de tres átomos de O es minus, 6. Como la carga neta del IOX3X−\ce{IO3-} es minus, 1, el número de oxidación del I debe ser plus, 5:
IO3−+5−2\begin{aligned} &\kern0.75em\blueD{\text{I}}\maroonD{\text{O}}_3^- \\ &\footnotesize\blueD{{+5}}\kern0.35em\maroonD{{-2}} \end{aligned}
Verificación de concepto: ¿cuál es el número de oxidación del átomo de carbono en COX3X2−\ce{CO3^2-}?

Reconocimiento de las reacciones redox

¿Cómo utilizamos en realidad los números de oxidación para identificar las reacciones redox? Para averiguarlo, volvamos a ver la reacción entre el hierro y el oxígeno, pero ahora asignando los números de oxidación a cada átomo en la ecuación:
4 Fe(s)+3 OX2(g)→2 FeX2OX3(s)00+3−2\begin{aligned} &\small{\ce{4Fe}(s) + \ce{3O2}(g) \rightarrow \ce{2Fe2O3}(s)} \\ &\footnotesize\kern0.95em\blueD{{0}}\kern3.50em\blueD{{0}}\kern3.75em\blueD{{+3}}\kern0.50em\blueD{{-2}} \end{aligned}
Observamos cómo el hierro (que ya sabemos que se oxida en esta reacción) cambia de un número de oxidación de 0 a un número de oxidación de plus, 3. Asimismo, el oxígeno (que sabemos que se reduce) cambia de un número de oxidación de 0 a un número de oxidación de minus, 2. A partir de esto podemos concluir que la oxidación implica un aumento en el número de oxidación, mientras que la reducción implica una disminución en el número de oxidación.
Por lo tanto, podemos identificar las reacciones redox buscando los cambios en los números de oxidación a lo largo del curso de una reacción. Exploremos esta idea más a fondo en el siguiente ejemplo.

Ejemplo 2: el uso de los números de oxidación para identificar la oxidación y la reducción

Considera la siguiente reacción:
4 NHX3(g)+5 OX2(g)→4 NO(g)+6 HX2O(g)\small{\ce{4NH3}(g) + \ce{5O2}(g) \rightarrow \ce{4NO}(g) + \ce{6H2O}(g)}
¿Es esta reacción una reacción redox? Si es así, ¿qué elemento de la reacción se oxida y qué elemento se reduce?
Si tomamos en cuenta que este es un artículo sobre reacciones redox, ¡la reacción probablemente sí es una reacción redox! Sin embargo, vamos a comprobarlo asignando los números de oxidación a los átomos de cada elemento en la ecuación:
4 NHX3(g)+5 OX2(g)→4 NO(g)+6 HX2O(g)−3+10+2−2+1−2\begin{aligned} &\small{\ce{4NH3}(g) + \ce{5O2}(g) \rightarrow \ce{4NO}(g) + \ce{6H2O}(g)} \\ &\footnotesize\blueD{{-3}}\kern0.35em\blueD{{+1}}\kern3.25em\blueD{{0}}\kern3.20em\blueD{{+2}}\kern0.35em\blueD{{-2}}\kern2.15em\blueD{{+1}}\kern0.50em\blueD{{-2}} \end{aligned}
Los números de oxidación del N y O son diferentes a ambos lados de la ecuación, por lo que definitivamente ¡es una reacción redox! El número de oxidación del N aumenta de minus, 3 a plus, 2, lo que significa que el N pierde electrones y se oxida durante la reacción. El número de oxidación del O disminuye de 0 a minus, 2, lo que significa que el O gana electrones y se reduce durante la reacción.

Resumen

La imagen muestra cuatro tubos de ensayo, y cada uno contiene una solución de color diferente. De izquierda a derecha, los colores de la solución son amarillo, azul, verde y púrpura.
Los números de oxidación más comunes del vanadio son plus, 5 (amarillo), plus, 4 (azul), plus, 3 (verde), y plus, 2 (púrpura). Crédito de la imagen: "Estados de oxidación del vanadio" de W. Oelen en Wikimedia Commons, CC BY-SA 3.0.
Las reacciones de oxidación–reducción, conocidas comúnmente como reacciones redox, son reacciones en las que hay una transferencia de electrones de una especie a otra. Se dice que la especie que pierde electrones se oxida, mientras que la especie que gana electrones se reduce. Podemos identificar las reacciones redox con números de oxidación, que se asignan a los átomos en moléculas al suponer que todos los enlaces a los átomos son iónicos. El aumento del número de oxidación durante una reacción corresponde a la oxidación, mientras que la disminución corresponde a la reducción.

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