Reacciones Redox: Conceptos Clave y Aplicaciones en Valoraciones

Conceptos Fundamentales de Oxidación y Reducción

Oxidación: Proceso por el cual una sustancia pierde electrones (e^-).

Reducción: Proceso por el cual una sustancia gana electrones (e^-).

Reacciones Redox: Son aquellas en las que la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. Si una sustancia se oxida, debe haber otra que se reduzca.

Oxidante: Especie química capaz de oxidar a otra sustancia, reduciéndose en el proceso (gana e^-). Generalmente, son no metales (nm). Ejemplos: Metales alcalinos y alcalinotérreos.

Reductor: Especie química que reduce a otra sustancia, oxidándose en el proceso (pierde e^-).

Pares Conjugados Oxidante/Reductor

Oxidantes Fuertes / Reductores Conjugados Débiles: F₂/F^-, Br₂/Br^-, Cl₂, N₂, O₂...

Reductores Fuertes / Oxidantes Conjugados Débiles: Li/Li⁺, Na/Na⁺, K/K⁺...

Número de Oxidación (n.o.)

El número de oxidación es la "carga ficticia" que se asigna a cada átomo dentro de una molécula, como si todos los enlaces fueran iónicos. No tiene por qué coincidir con la valencia (números enteros y positivos).

Reglas para asignar el número de oxidación:

• N₂ = 0
• Fe³⁺ = +3
• O^2- = -2
• F = -1

Cuando un elemento se oxida: Su número de oxidación aumenta (se vuelve más positivo).

Ejemplos de Oxidantes Comunes: Halógenos (n.o. = -1), anfígenos, aniones con el sufijo "-ato" (MnO₄^-, CrO₄^2-, Cr₂O₇^2-, ClO₄^-, NO₃^-...), peróxidos...

Ejemplos de Reductores Comunes: Metales con baja electronegatividad (EN), alcalinos, alcalinotérreos, aniones con el sufijo "-ito" (NO₂^-, ClO₂^-, NO, H₂S...), algunos hidruros (LiH, LiAlH₄, NaBH₄...).

Disociación de Ácidos y Sales

H_aX_bO_c → aH⁺ + (X_bO_c)^a-

M_a(X_bO_c)_m → aM^m+ + m(X_bO_c)^a-

Peso Equivalente (Peq) y Normalidad (N)

Peso Equivalente (Peq): Cantidad de sustancia, en unidades de masa atómica (u), que capta o cede 1 electrón (e^-). También se conoce como Eq-g.

Peq =

Otra forma de expresar la concentración es la Normalidad (N):

N =       nºeq =

El equivalente de una sustancia no siempre es el mismo; depende de la reacción y del medio en el que actúe.

Reacciones del Peróxido de Hidrógeno (H₂O₂)

En medio ácido:

1. Como oxidante: H₂O₂ + 2H⁺ + 2e^- = 2H₂O
2. Como reductor: H₂O₂ - 2e^- = O₂ + 2H⁺

En medio básico:

1. Como oxidante: H₂O₂ + 2e^- = 2OH^-
2. Como reductor: H₂O₂ + 2OH^- - 2e^- = O₂ + 2H₂O

Valoraciones o Volumetrías Redox

Las valoraciones redox se utilizan para determinar la concentración de una disolución de un oxidante, conociendo la de otra disolución que actúa como reductor. En el punto de equivalencia se cumple que:

nºeq (oxidante) = nºeq (reductor)

N_oxV_ox = N_redV_red

Para que una reacción se pueda utilizar para determinar la concentración, debe cumplirse que:

1. La reacción debe ser total y rápida.
2. El punto final debe ser visible, ya sea por un cambio de color o porque se añada un indicador.

Tipos de Reacciones Redox en Valoraciones

Permanganimetrías: Utilizan una disolución conocida de KMnO₄ para valorar otras disoluciones reductoras. El punto final se detecta por el cambio de color del permanganato (MnO₄^-, violeta) a su forma reducida (Mn²⁺, rosa).

Iodometrías: Se utiliza KI, que se oxida a yodo (I₂), para valorar oxidantes: Oxidante(x) + I^- → I₂. El yodo liberado reacciona con almidón, que sirve como indicador.

Indicadores Redox Comunes: Azul de metileno (incoloro a verdeazulado), Difenilamina (incoloro a violeta).