Reacciones de óxido – reducción o REDOX son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se transforma desde un estado inicial a otro final.
La gran mayoría de las reacciones redox ocurren con liberación de energía. Por ejemplo: la combustión de compuestos orgánicos que proporciona energía calórica, las reacciones que se realizan en una pila o batería, donde la energía química es transformada en energía eléctrica, y las reacciones más importantes, desde el punto de vista de nuestro curso, que ocurren a nivel del metabolismo de un ser viviente. Como los alimentos son substancias reducidas, el organismo las oxidada controladamente, liberando energía en forma gradual y de acuerdo a sus requerimientos. Esta energía es transformada en energía química en forma de ATP, la cual es utilizada para todos los procesos endergónicos que ocurren en los organismos.
Un átomo neutro cualquiera tiene un número definido de electrones, el cual corresponde al número de protones que posee su núcleo; es decir, tiene tantos electrones como el valor de su número atómico.
Por ejemplo:
H Z = 1; es decir 1 protón y 1 electrón
Na Z = 11; es decir 11 protones y 11 electrones
I Z = 53; es decir 53 protones y 53 electrones
Generalmente, cuando un elemento determinado se combina a través de una reacción química, el número de electrones que está asociado a él, puede ser mayor o menor que su número atómico característico. De aquí nace el concepto de estado de oxidación o número de oxidación. Lo que simplemente significa, el número de electrones en exceso o de déficit que se le asigna a un elemento con respecto a su número atómico, cuando forma parte de un compuesto o está en forma de ión.
Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-
Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e-
Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación.
Ejemplo: NO3- + 2H+ + e- NO2 + H2O (Reducción)
N+5 + e N+4 (Reducción)
Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción.
Ejemplo: C + 2H2O C2O + 4H+ + 4e- (Oxidación)
C0 C+4 + 4e- (Oxidación)
En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor (reacciones de dismutación)
Número de oxidación
El número de oxidación es la carga real o formal que tiene un átomo en un compuesto.
Carga real: Es la carga que tiene un átomo en un determinado compuesto
Ejemplo
NaCl = Na+ + Cl-
Carga formal: Es la carga que un átomo podría tener en un compuesto pero que no tiene.
Ejemplo
H2O = 2H+1 + O-
Reglas para el número de oxidación
1. Todos los elementos tienen en su estado natural oxidación 0
Ejemplo
Pb°
2. El oxígeno tiene en sus compuestos oxidación –2 excepto en los peróxidos que tiene –1.
Ejemplo
H2SO4-2 H2O2-1
3. El hidrógeno tiene en sus compuestos oxidación +1 excepto en los hidruros metálicos que tiene –1.
Ejemplo
H2+1SO4-2
4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1.
Ejemplo
H-1K+1
5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2.
Ejemplo
K+1Mn+2O4-2
6. Los halógenos tienen en sus compuestos con los aluros oxidación -1.
Ejemplo
Na+1Cl-1
7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos.
Ejemplo
H2+1S+6O4-2
Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta. Y si se reduce el número de oxidación disminuye.
Ejemplo:
Ca+2C+4O3-2+2H+1Cl-1 = Ca+2Cl2-1+ H2+1O-2+C+4O2-2
Cu° + 2Ag+ NO3-1 = 2Cu+NO3- + 2Ag°
El cobre se oxida y pierde 2 electrones los cuales toma la plata que se reduce
Los reactivos oxidantes más corrientes son KMnO4, Ce(IV), K2Cr2O7, I2, y entre los reductores Na2 C2O4, Na2S2O3, etc. Una reacción típica es la titulación del analito Fe (II) con el reactivo KMnO4:
5 Fe+2 + MnO-4 + 8 H+ → 5 Fe+3 + Mn+2 + 4 H2O
Peso Equivalente y Número de Equivalentes
Como en todas los tipos de reacciones químicas, en las reacciones redox no reacciona una molécula de oxidante con una molécula de reductor; sino que, reacciona una cantidad tal de reductor capaz de liberar un mol de electrones o el N° de Avogadro de electrones, con una cantidad tal de oxidante que sea capaz de captar un mol de electrones o el N° de Avogadro de electrones. De aquí, podemos definir que 1 equivalente-gramo de un oxidante corresponde a la masa de este compuesto capaz de incorporar el N° de Avogadro de electrones y 1eq-gr de un reductor corresponde a la masa de esa substancia capaz de ceder el N° de Avogadro de electrones o 1 mol de e-.
El peso equivalente (P.Eq.) de un oxidante o de un reductor será:
PEqPMNelectrones....=°
Por consiguiente, la normalidad en las reacciones redox será:
NNeqgrLsolucion=°-1
Como 1 eq-gr de un agente oxidante reacciona con 1 eq-gr de un agente reductor, en volumetría redox se cumple:
VNVNoxoxredred•=•
El peso equivalente de un agente oxidante o reductor es válido sólo para una reacción particular, ya que muchas substancias reaccionan de forma diferente según las condiciones en que se encuentran, así por ejemplo: KMnO4Mn2+en medio ácido. De +7 a +2
PEqPM.=5
En medio ácido esta solución 1M = 5N. KMnO4MnO2en medio alcalino. De +7 a +4
PEqPM..=3 En medio alcalino esta solución 1M = 3N.
La gran mayoría de las reacciones redox ocurren con liberación de energía. Por ejemplo: la combustión de compuestos orgánicos que proporciona energía calórica, las reacciones que se realizan en una pila o batería, donde la energía química es transformada en energía eléctrica, y las reacciones más importantes, desde el punto de vista de nuestro curso, que ocurren a nivel del metabolismo de un ser viviente. Como los alimentos son substancias reducidas, el organismo las oxidada controladamente, liberando energía en forma gradual y de acuerdo a sus requerimientos. Esta energía es transformada en energía química en forma de ATP, la cual es utilizada para todos los procesos endergónicos que ocurren en los organismos.
Un átomo neutro cualquiera tiene un número definido de electrones, el cual corresponde al número de protones que posee su núcleo; es decir, tiene tantos electrones como el valor de su número atómico.
Por ejemplo:
H Z = 1; es decir 1 protón y 1 electrón
Na Z = 11; es decir 11 protones y 11 electrones
I Z = 53; es decir 53 protones y 53 electrones
Generalmente, cuando un elemento determinado se combina a través de una reacción química, el número de electrones que está asociado a él, puede ser mayor o menor que su número atómico característico. De aquí nace el concepto de estado de oxidación o número de oxidación. Lo que simplemente significa, el número de electrones en exceso o de déficit que se le asigna a un elemento con respecto a su número atómico, cuando forma parte de un compuesto o está en forma de ión.
Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-
Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e-
Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación.
Ejemplo: NO3- + 2H+ + e- NO2 + H2O (Reducción)
N+5 + e N+4 (Reducción)
Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción.
Ejemplo: C + 2H2O C2O + 4H+ + 4e- (Oxidación)
C0 C+4 + 4e- (Oxidación)
En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor (reacciones de dismutación)
Número de oxidación
El número de oxidación es la carga real o formal que tiene un átomo en un compuesto.
Carga real: Es la carga que tiene un átomo en un determinado compuesto
Ejemplo
NaCl = Na+ + Cl-
Carga formal: Es la carga que un átomo podría tener en un compuesto pero que no tiene.
Ejemplo
H2O = 2H+1 + O-
Reglas para el número de oxidación
1. Todos los elementos tienen en su estado natural oxidación 0
Ejemplo
Pb°
2. El oxígeno tiene en sus compuestos oxidación –2 excepto en los peróxidos que tiene –1.
Ejemplo
H2SO4-2 H2O2-1
3. El hidrógeno tiene en sus compuestos oxidación +1 excepto en los hidruros metálicos que tiene –1.
Ejemplo
H2+1SO4-2
4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1.
Ejemplo
H-1K+1
5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2.
Ejemplo
K+1Mn+2O4-2
6. Los halógenos tienen en sus compuestos con los aluros oxidación -1.
Ejemplo
Na+1Cl-1
7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos.
Ejemplo
H2+1S+6O4-2
Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta. Y si se reduce el número de oxidación disminuye.
Ejemplo:
Ca+2C+4O3-2+2H+1Cl-1 = Ca+2Cl2-1+ H2+1O-2+C+4O2-2
Cu° + 2Ag+ NO3-1 = 2Cu+NO3- + 2Ag°
El cobre se oxida y pierde 2 electrones los cuales toma la plata que se reduce
Los reactivos oxidantes más corrientes son KMnO4, Ce(IV), K2Cr2O7, I2, y entre los reductores Na2 C2O4, Na2S2O3, etc. Una reacción típica es la titulación del analito Fe (II) con el reactivo KMnO4:
5 Fe+2 + MnO-4 + 8 H+ → 5 Fe+3 + Mn+2 + 4 H2O
Peso Equivalente y Número de Equivalentes
Como en todas los tipos de reacciones químicas, en las reacciones redox no reacciona una molécula de oxidante con una molécula de reductor; sino que, reacciona una cantidad tal de reductor capaz de liberar un mol de electrones o el N° de Avogadro de electrones, con una cantidad tal de oxidante que sea capaz de captar un mol de electrones o el N° de Avogadro de electrones. De aquí, podemos definir que 1 equivalente-gramo de un oxidante corresponde a la masa de este compuesto capaz de incorporar el N° de Avogadro de electrones y 1eq-gr de un reductor corresponde a la masa de esa substancia capaz de ceder el N° de Avogadro de electrones o 1 mol de e-.
El peso equivalente (P.Eq.) de un oxidante o de un reductor será:
PEqPMNelectrones....=°
Por consiguiente, la normalidad en las reacciones redox será:
NNeqgrLsolucion=°-1
Como 1 eq-gr de un agente oxidante reacciona con 1 eq-gr de un agente reductor, en volumetría redox se cumple:
VNVNoxoxredred•=•
El peso equivalente de un agente oxidante o reductor es válido sólo para una reacción particular, ya que muchas substancias reaccionan de forma diferente según las condiciones en que se encuentran, así por ejemplo: KMnO4Mn2+en medio ácido. De +7 a +2
PEqPM.=5
En medio ácido esta solución 1M = 5N. KMnO4MnO2en medio alcalino. De +7 a +4
PEqPM..=3 En medio alcalino esta solución 1M = 3N.
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