Reducción-oxidación

Oxidación del hierro

La oxidación es una reacción química donde un elemento pierde electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.[3] Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de iones. Implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en estos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones. Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloro, se da un proceso rédox y sin embargo se forma un compuesto covalente. Estas dos reacciones siempre se dan juntas; es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones rédox.

La vida misma es un fenómeno rédox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace), y sin embargo es muy electronegativo, casi tanto como el flúor. La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+
porque fácilmente forma Kr y F+
. Entre otras, existen el permanganato de potasio (KMnO
4), el dicromato de potasio (K
2Cr
2O
7), el agua oxigenada (H
2O
2), el ácido nítrico (HNO
3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito de sodio (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato de potasio (KBrO
3)). El ozono (O
3) es un oxidante muy enérgico:

$${\displaystyle {\ce {Br^- + O3 -> BrO3^-}}}$$

El nombre de "oxidación" proviene de que, en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio: por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:

$${\displaystyle {\ce {2 NaI + Cl2 -> I2 + 2 NaCl}}}$$

Ésta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:

• Semirreacción de reducción:

${\displaystyle {\ce {Cl_2 + 2 e^- -> 2 Cl^-}}}$

• Semirreacción de oxidación:

${\displaystyle {\ce {2 I^- -> I_2 + 2 e^-}}}$

Ejemplo

El hierro puede presentar dos formas oxidadas:

• Óxido de hierro (II): FeO.
• Óxido de hierro (III): Fe
  2O
  3.

En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o un ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.

Cuando un ion o un átomo se reduce presenta estas características:

• Actúa como agente oxidante.
• Es reducido por un agente reductor.
• Disminuye su estado o número de oxidación.

Ejemplo

El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):

$${\displaystyle {\ce {Fe^3+ + 1e^- -> Fe^2+}}}$$

En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:

• ${\displaystyle {\ce {CH#CH + H_2 -> CH_2=CH_2}}}$ (el etino se reduce para dar eteno).
• ${\displaystyle {\ce {CH_3-CHO + H_2 -> CH_3-CH_2OH}}}$ (el etanal se reduce a etanol).

• El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen dichos números.
• El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.
• El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH
  3, LiH).
• El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na
  2O
  2, H
  2O
  2).
• El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.
• El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.
• El número de oxidación de una molécula neutra es cero, por lo cual la suma de los números de oxidación de los átomos que constituyen a una molécula neutra es cero.
• La carga eléctrica total de una molécula no-neutra (no nula) se corresponde con la suma algebraica de los números de oxidación de todas las especies atómicas que la constituyen. ( ej: MnO−
  4 = (1)*(+7) + (4)*(-2) = -1).

En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+
) y agua (H
2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final. Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios. Por ejemplo, cuando el manganeso (II) reacciona con el bismutato de sodio.

Ecuación sin balancear:

${\displaystyle {\ce {Mn^{2+}(aq) + BiO3^{-}(s) -> Bi^{3+}(aq) + MnO4^{-}(aq)}}}$

Oxidación :${\displaystyle {\ce {Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq) + 5 e^-}}}$

Reducción :${\displaystyle {\ce {2 e^- + BiO3^{-}(s) -> Bi^{3+}(aq)}}}$

Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.

Oxidación: ${\displaystyle \color {Blue}{\ce {4 H2O}}\color {Black}+{\ce {Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq)}}+\color {Blue}{\ce {8 H^{+}(aq)}}\color {Black}+{\ce {5 e^-}}}$

Reducción: ${\displaystyle {\ce {2 e^-}}+\color {Blue}{\ce {6 H^+}}\color {Black}+{\ce {BiO3^{-}(s) -> Bi^{3+}(aq)}}+\color {Blue}{\ce {3 H2O}}\color {Black}}$

Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreacción por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.

Oxidación: ${\displaystyle ({\ce {4 H2O + Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq) + 8 H^{+}(aq)}}+\color {OliveGreen}{\ce {5 e^-}}\color {Black})\color {Orange}\times 2\color {Black}}$

Reducción: ${\displaystyle (\color {Orange}{\ce {2e^{-}}}\color {Black}+{\ce {6{H^{+}}+BiO3^{-}(s)->{Bi^{3+}(aq)}+{3H2O}}})\color {OliveGreen}\times 5\color {Black}}$

Al final tendremos:

Oxidación: ${\displaystyle {\ce {8 H2O + 2 Mn^{2+}(aq) -> 2 MnO4^{-}(aq) + 16 H^{+}(aq) + 10 e^-}}}$

Reducción: ${\displaystyle {\ce {10 e^- + 30 H^+ + 5 BiO3^{-}(s) -> 5 Bi^{3+}(aq) + 15 H2O}}}$

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

${\displaystyle {\underline {\left.{\begin{array}{rcl}8H_{2}O+2Mn_{(aq)}^{2+}\to 2MnO_{4(aq)}^{-}+16H_{(aq)}^{+}+10e^{-}\\10e^{-}+30H^{+}+5BiO_{3(s)}^{-}\to 5Bi_{(aq)}^{3+}+15H_{2}O\end{array}}\right\Downarrow +}}}$

${\displaystyle 14H_{(aq)}^{+}+2Mn_{(aq)}^{2+}+5NaBiO_{3(s)}\to 7H_{2}O+2MnO_{4(aq)}^{-}+5Bi_{(aq)}^{3+}+5Na_{(aq)}^{+}}$

En medio básico se agregan iones hidróxidos (aniones) (OH−
) y agua (H
2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final. Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio.

Ecuación sin balancear:

${\displaystyle KMnO_{4}+Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\to MnO_{2}+Na_{2}SO_{4}+KOH}$

Separamos las semirreacciones en

Oxidación: ${\displaystyle SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+2e^{-}}$

Reducción: ${\displaystyle 3e^{-}+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}}$

Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).

Oxidación: ${\displaystyle \color {Blue}2OH^{-}\color {Black}+SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+\color {Blue}H_{2}O\color {Black}+2e-}$

Reducción: ${\displaystyle 3e^{-}+\color {Blue}2H_{2}O\color {Black}+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}+\color {Blue}4OH^{-}\color {Black}}$

Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.

Oxidación: ${\displaystyle (2OH^{-}+SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+H_{2}O+\color {OliveGreen}2e^{-}\color {Black})\;\color {Orange}\times 3\color {Black}}$

Reducción: ${\displaystyle (\color {Orange}3e^{-}\color {Black}+2H_{2}O+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}+4OH^{-})\;\color {OliveGreen}\times 2\color {Black}}$

Obtenemos:

Oxidación: ${\displaystyle 6OH^{-}+3SO_{3}^{2-}\to 3SO_{4}^{2-}+3H_{2}O+6e^{-}}$

Reducción: ${\displaystyle 6e^{-}+4H_{2}O+2MnO_{4}^{-}\to 2MnO_{2}+8OH^{-}}$

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

${\displaystyle {\underline {\left.{\begin{array}{rcl}6OH^{-}+3SO_{3}^{2-}\to 3SO_{4}^{2-}+3H_{2}O+6e^{-}\\6e^{-}+4H_{2}O+2MnO_{4}^{-}\to 2MnO_{2}+8OH^{-}\end{array}}\right\Downarrow +}}}$

${\displaystyle 2KMnO_{4}+3Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\to 2MnO_{2}+3Na_{2}SO_{4}+2KOH}$