Fundamentos de Reacciones Redox y Números de Oxidación en Química

Conceptos de Oxidación y Reducción

Concepto Tradicional

• Oxidación: Una sustancia se oxida cuando se combina con oxígeno.
  Ejemplo: Fe + 1/2 O₂ → FeO
• Reducción: Una sustancia se reduce cuando pierde oxígeno.
  Ejemplo: CuO + H₂ → Cu + H₂O

Concepto Electrónico

• Oxidación: Una sustancia se oxida cuando pierde electrones.
• Reducción: Una sustancia se reduce cuando gana electrones.

El proceso ocurre simultáneamente, por eso recibe el nombre de redox (reducción-oxidación).

Ejemplo de Proceso Global Redox

Reacción global: Fe + Cl₂ → FeCl₂

• Semirreacción de oxidación: Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
• Semirreacción de reducción: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻

Agentes Oxidantes y Reductores

• Oxidante: Es la especie química que provoca la oxidación de otra sustancia. El oxidante se reduce (gana electrones).
• Reductor: Es la especie química que provoca la reducción de otra sustancia. El reductor se oxida (pierde electrones).

Se cumple siempre que el número de electrones captados por el oxidante es igual al número de electrones perdidos por el reductor.

Pares Redox Conjugados

Cuando una reacción redox es reversible, aparecen el oxidante y el reductor conjugados.

Ejemplo: Mg + Cl₂ ⇌ Mg²⁺ + 2Cl⁻

Notación:

• Rd1 (Reductor 1): Mg
• Ox2 (Oxidante 2): Cl₂
• Ox.c.1 (Oxidante conjugado del reductor 1): Mg²⁺
• Rd.c.2 (Reductor conjugado del oxidante 2): 2Cl⁻

Se denomina par redox al par formado por una especie y su forma conjugada (oxidada o reducida). En el ejemplo anterior, los pares redox son:

• Mg / Mg²⁺ (Rd1 / Ox.c.1)
• Cl⁻ / Cl₂ (Rd.c.2 / Ox2)

Estos pares se pueden expresar en dos semirreacciones cuya suma da la reacción total redox:

• Semirreacción de oxidación: Mg → Mg²⁺ + 2e⁻
• Semirreacción de reducción: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻

Concepto de Número de Oxidación

Llamado también estado de oxidación o índice de oxidación. Nos indica el número de electrones ganados o perdidos (formalmente) por un átomo en una sustancia, en comparación con el átomo elemental.

Reglas para Calcular el Número de Oxidación

1. El número de oxidación de todos los elementos en estado libre o fundamental (sin combinar) es cero (Ej: O₂, Fe, Cl₂, Na).
2. El número de oxidación del Hidrógeno (H) es +1, excepto en los hidruros metálicos (combinado con metales menos electronegativos), donde es -1 (Ej: NaH, CaH₂).
3. El número de oxidación del Oxígeno (O) es -2, excepto en los peróxidos, donde es -1 (Ej: H₂O₂), y en los superóxidos (-1/2), o cuando se combina con Flúor (+2 en OF₂).
4. El número de oxidación de los metales alcalinos (Grupo 1) es siempre +1 en sus compuestos.
5. El número de oxidación de los metales alcalino-térreos (Grupo 2) es siempre +2 en sus compuestos.
6. El número de oxidación de los halógenos (Grupo 17) en los haluros binarios (combinados con elementos menos electronegativos) es -1 (Ej: NaCl, MgBr₂). Pueden tener números de oxidación positivos cuando se combinan con elementos más electronegativos (como el oxígeno, Ej: HClO₄, donde Cl es +7).
7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula neutra es cero.
8. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un ion poliatómico es igual a la carga del ion.

Relación con Oxidación y Reducción

• Un elemento se oxida cuando aumenta su número de oxidación (pierde electrones).
• Un elemento se reduce cuando disminuye su número de oxidación (gana electrones).