Apéndice H Reacciones en solución acuosa: reacciones de oxidación-reducción

Introducción

• Muchas especies (átomos, moléculas e iones) en solución acuosa participan en reacciones donde hay una transferencia de electrones.
• Estas reacciones se denominan reacciones de oxidación-reducción ('redox').
• La definición más amplia de estas reacciones depende del concepto de número de oxidación de un átomo.
• Se explicará el significado de este concepto y la definición de las reacciones de oxidación-reducción en función del mismo.
• Al emplear reacciones químicas, estas deben:
  • Cumplir con la Ley de Conservación de la Materia: deben estar balanceadas atómicamente.
  • Cumplir con la Ley de Conservación de Carga: deben estar balanceadas eléctricamente.
• Las reacciones pueden ser balanceadas por inspección, sin embargo, para reacciones complejas, se utiliza un método diferente:
  • Método de medias reacciones.

Objetivos

1. Definir los siguientes términos:
   • a) Número de oxidación
   • b) Hidruro
   • c) Reacción de oxidación-reducción
   • d) Agente oxidante
   • e) Agente reductor
2. Definir los conceptos de oxidación y reducción en:
   • a) Ganancia y pérdida de electrones
   • b) Cambio en número de oxidación
3. Asignar los números de oxidación de átomos en una fórmula dada.
4. Explicar qué significa tener un número de oxidación positivo o negativo.
5. Relacionar el número de oxidación de un elemento con su electronegatividad.
6. Indicar el valor máximo y mínimo de sus números de oxidación dados el nombre o símbolo de un elemento representativo.
7. Separar una reacción de oxidación-reducción en dos medias reacciones.
8. Identificar en una reacción de oxidación-reducción:
   • a) El elemento que se reduce
   • b) El elemento que se oxida
   • c) El agente reductor
   • d) El agente oxidante
9. Balancear reacciones de oxidación-reducción mediante el método de medias reacciones.

Teoría de reacciones de oxidación-reducción

Números de oxidación

• El número de oxidación de un átomo es la carga que tendría si los electrones en los enlaces se asignan al átomo más electronegativo.
• Ejemplo en la molécula de HCl:
  • El par de electrones se asigna al Cl, el más electronegativo.
  • Números de Oxidación:
  • Átomo | Núm. de e- de valencia | Núm. e- asignados | Núm. de oxidación
  • H | 1 | 0 | +1
  • Cl | 7 | 8 | -1
• Ejemplo en CH₄:
  • Hay 4 enlaces covalentes C-H; el átomo más electronegativo, C, recibe los cuatro pares de electrones.
  • Números de Oxidación:
  • Átomo | Núm. de e- de valencia | Núm. e- asignados | Núm. de oxidación
  • C | 4 | 8 | -4
  • H | 1 | 0 | +1
• En un enlace covalente no polar, los electrones se reparten equitativamente. Ejemplo: H₂ da lugar a un número de oxidación = 0.
• El número de oxidación positivo significa pérdida de electrones; el negativo, ganancia.
• Generalmente, los números de oxidación son enteros, aunque hay casos en que pueden ser fracciones.

Principios Generales sobre Números de Oxidación

1. Los metales tienen números de oxidación positivos, reflejando su habilidad para perder electrones.
2. Algunos no metales tienen números de oxidación negativos, reflejando su tendencia a ganar electrones; son electronegativos.
3. Los metales de los grupos IA, IIA y IIIA tienen un solo número de oxidación, mientras que los metales de transición generalmente presentan varios.
4. Generalmente, el número de oxidación más alto de un elemento representativo es igual al número de su grupo en la tabla periódica; el más bajo es igual al grupo menos 8.
   • Ejemplo: Cl (grupo VIIA) tiene un número de oxidación más alto de +7 y uno más bajo de -1.

Reglas para Asignar Números de Oxidación

1. En un elemento puro, el número de oxidación es 0. Ejemplos: O₂(g), Ca(s), Br₂(ℓ).
2. Para un ion monoatómico, el número de oxidación es igual a la carga del ion.
   • Ejemplo: Fe²⁺ tiene número de oxidación = +2.
   • Ejemplo: Cu⁺ tiene número de oxidación = +1.
3. Para algunos elementos representativos, el número de oxidación es el mismo en todos sus compuestos.
   • Grupo IA: +1 (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺, Fr⁺)
   • Grupo IIA: +2 (Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Ra²⁺)
   • Grupo IIIA: +3 (B³⁺, Al³⁺, Ga³⁺, In³⁺, Tl³⁺); Tl también presenta +1 (Tl⁺).
4. El número de oxidación de oxígeno es -2, excepto:
   • a. En peróxidos: -1.
   • b. Con flúor: +2.
5. El número de oxidación de hidrógeno es +1, excepto en hidruros, donde es -1 (Ej: CaH₂, AlH₃, NaH).
6. Si aún quedan átomos sin asignar, se asigna al más electronegativo el número de oxidación más bajo posible, basado en su grupo.
7. La suma algebraica de los números de oxidación es igual a la carga de la especie.
   • a. En especie neutra, la suma es 0.
   • b. En un ion poliatómico, iguala a la carga del ion.

Ejemplos de Asignación de Números de Oxidación

• a. Cl₂: 0, por regla 1.
• b. MgCl₂:
  • Mg = +2, por regla 3.
  • Cl:
  • (núm. oxid. Mg) + 2(núm. oxid. Cl) = 0
  • (+2) + 2x = 0 → 2x = -2 → x = -1→ Cl = -1
• c. Fe³⁺: +3, por regla 2.
• d. Na₂S₂O₃:
  • Na = +1, por regla 3.
  • O = -2, por regla 5.
  • S:
  • 2(núm. oxid. Na) + 2(núm. oxid. S) + 3(núm. oxid. O) = 0
  • 2(+1) + 2(x) + 3(-2) = 0 →
  • 2 + 2x - 6 = 0 → 2x = +4 → x = +2→ S = +2

Conceptos de Oxidación y Reducción

• Históricamente, la oxidación se aplicaba a las reacciones donde se combinaba con oxígeno; la reducción a eliminar oxígeno.
• Luego, se amplió a:
  • Oxidación: Pérdida de electrones.
  • Reducción: Ganancia de electrones.
• Toda reacción de oxidación implica una reducción; la transferencia de electrones debe conservarse.
• Ejemplo de reacción entre sodio y cloro:
  • $2Na + Cl_2 → 2Na^+ + 2Cl^-$
• Medias Reacciones:
  1) Oxidación: $Na → Na^+ + e^-$
  2) Reducción: $Cl_2 + 2e^- → 2Cl^-$
• Se observa:
  • Na se oxida al perder electrones (número de oxidación de 0 a +1).
  • Cl₂ se reduce al ganar electrones (número de oxidación de 0 a -1).
• Por definición, la oxidación se asocia con un aumento en el número de oxidación, y
  la reducción con una disminución en el número de oxidación.
• Cada oxidación está relacionada con una reducción:
  • Agente oxidante: Gana electrones y se reduce.
  • Agente reductor: Pierde electrones y se oxida.

Ejemplo Adicional de Reacción Redox

• Reacción: $Fe^{2+} + MnO_4^{-} → Fe^{3+} + Mn^{2+}$
• Medias reacciones:
  1) Reducción: $Fe^{2+} → Fe^{3+} + e^-$
  2) Oxidación: $8H^+ + MnO<em>4^{-} + 5e^- → Mn^{2+} + 4H</em>2O$
• Definiciones:
  • Agente oxidante: MnO₄⁻ (hace que Fe²⁺ pierda electrones).
  • Agente reductor: Fe²⁺ (hace que MnO₄⁻ gane electrones).

Balanceo de Ecuaciones de Oxidación-Reducción: Método de Medias Reacciones

1. Separar la reacción en dos medias reacciones.
2. Balancear cada media reacción:
   • a) Balancear átomos que no sean H ni O agregando coeficientes.
   • b) Balancear átomos de O añadiendo H₂O por cada oxígeno faltante.
   • c) Balancear átomos de H usando H⁺.
   • d) Balancear las cargas añadiendo electrones donde sea necesario.
3. Multiplicar cada media reacción para igualar los electrones ganados y perdidos.
4. Sumar las medias reacciones, cancelando electrones y términos comunes.
5. Para medio básico, responder con OH⁻ para convertir H⁺ a agua.

Ejemplos de Balanceo

• Ejemplo 1: Balancear en medio ácido:
  $Cr<em>2O</em>7^{2-}(ac) + HSO<em>3^{-} → Cr^{3+}(ac) + SO</em>4^{2-}(ac)$

  • Separar:
    1) $Cr<em>2O</em>7^{2-} → Cr^{3+}$ (reducción)
    2) $HSO<em>3^{-} → SO</em>4^{2-}$ (oxidación)
  • Media reacción de reducción:
  • Se balancean los átomos de Cr.
  • Se añaden H₂O para balancear O.
  • Se añaden H⁺ para balancear H.
  • Se añaden electrones para balancear cargas:
    $Cr<em>2O</em>7^{2-} + 14H^+ + 6e^- → 2Cr^{3+} + 7H_2O$
  • Media reacción de oxidación:
  • Se realizan pasos similares hasta llegar a:
    $HSO<em>3^{-} + H</em>2O → SO_4^{2-} + 3H^+ + 2e^-$

• Paso 3:

  • Igualar electrones mediante multiplicación:
    $3HSO<em>3^{-} + 3H</em>2O → 3SO_4^{2-} + 9H^+ + 6e^-$

• Paso 4: Sumar ambos lados y cancelar términos, lo que lleva a la reacción neta:
  $Cr<em>2O</em>7^{2-} + 3HSO<em>3^{-} + 5H^+ → 2Cr^{3+} + 3SO</em>4^{2-} + 4H_2O$

• Para medio básico:

  • Se suman OH⁻ en ambos lados:
    $Cr<em>2O</em>7^{2-} + 3HSO<em>3^{-} + H</em>2O → 2Cr^{3+} + 3SO_4^{2-} + 5OH^{-}$

• Continuar el proceso para las otras reacciones mencionadas en el texto.

Ejercicios de Práctica

1. Indique el número de oxidación del átomo señalado en cada fórmula:

   • a. H en MgH₂:
   • b. Mn en KMnO₄:
   • c. Cl en ClO₄⁻:
   • d. P en P₄:
   • e. Pt en H₂PtCl₆:
   • f. P en PO₄³⁻:

2. En la reacción: $I<em>2 + ClO</em>3^{-} → IO_3^{-} + Cl^{-}$, indique:

   • a) El elemento que se oxida:
   • b) El elemento que se reduce:
   • c) El agente reductor:
   • d) El agente oxidante:
   • e) Balancee la reacción

3. Balancee las siguientes reacciones:

   • a) $PbO<em>2 + Mn^{2+} → Pb^{2+} + MnO</em>4^{-}$ (medio ácido)
   • b) $Ce^{4+} + AsO<em>2^{-} → Ce^{3+} + AsO</em>4^{3-}$ (medio básico)
   • c) $C<em>2O</em>4^{2-} + MnO<em>4^{-} → Mn^{2+} + CO</em>2$ (medio ácido)
   • d) $CN^{-} + MnO<em>4^{-} → CNO^{-}+ MnO</em>2$ (medio ácido)
   • e) $CrO<em>2^{-} + ClO^{-}→ CrO</em>4^{2-}+ Cl^{-}$ (medio básico)