Tema+5.+Reacciones+redox.

=** Estado de oxidación. Concepto de reacción redox. **=

Tras haber estudiado el pasado año las reacciones ácido-base, este año se completa el estudio de las reacciones químicas con las reacciones redox o de oxidación-reducción, pero antes de definir reacción redox, es necesario considerar el concepto de número de oxidación.

Se define **número o estado de oxidación** de un elemento como __la carga que poseería el elemento si el compuesto al que pertenece fuera perfectamente iónico__. Para calcular su valor, se aplican las siguientes reglas: 1. El número de oxidación de los elementos en estado puro es cero, p. ej.: Fe, P 4 o N 2. 2. En los iones simples (un solo tipo de átomo), el número de oxidación coincide con la carga dividida por el número de átomos existentes, p. ej.: en el anión sulfuro (S 2- ), el estado de oxidación del azufre es –2, y en el peróxido (O 2 2- ), el del oxígeno es –1. 3. El estado de oxidación del H es +1 salvo en los hidruros metálicos, que es –1. 4. El estado de oxidación del O es –2 salvo en los peróxidos que vale –1. 5. En moléculas neutras o iones complejos, la suma de todos los estados de oxidación de los elementos que la forman ha de ser igual a la carga (cero, si es una molécula neutra). Por ejemplo, en el ácido tiosulfúrico (H 2 S 2 O 3 ), el H tiene estado de oxidación +1, y el O, -2; para el azufre: 2·(+1)+3·(-2)+2·n(S) = 0 Þ 2-6+2·n(S) = 0 Þ n(S) = +2 O en el ión nitrosilo NO +, el O tiene –2, y entonces, el N ha de tener +3, para que la suma salga +1.

Se define **reacción redox** como __aquella en la que, al menos un elemento, cambia de estado de oxidación. En una reacción redox hay siempre dos procesos acoplados: una oxidación y una reducción__: En una reacción redox, el elemento que se oxida se llama **reductor**, y el que se reduce, **oxidante**.
 * **Oxidación** es todo proceso de __pérdida de electrones__, por lo tanto, el estado de oxidación del elemento que se oxida aumenta.
 * **Reducción** es todo proceso de __ganancia de electrones__, y por lo tanto supone una disminución del estado de oxidación del elemento.

Los procesos redox son muy comunes: la formación de óxido en los barrotes de un balcón, los procesos respiratorios celulares, la combustión de los materiales,... Además, puesto que en ellos se ponen en juego electrones, cabe la posibilidad de utilizarlos para obtener corriente eléctrica... y a la inversa, de producir procesos redox forzando el paso de una corriente eléctrica.

=Ajuste de reacciones redox=

En la mayoría de las ocasiones, las reacciones redox no pueden ajustarse por tanteo, sino que hay que seguir un método que garantice que los electrones que pierde una especie los gane otra, y no queden “sueltos”. El método que usaremos se denomina **método del ión-electrón**, y consta de una serie de pasos. Los iremos viendo a la vez que ajustamos una reacción redox típica:

HNO 3 + Cu ¾® Cu(NO 3 ) 2 + NO 2

1. Disociar en iones los ácidos, bases y sales.

H + + NO 3 - + Cu ¾® Cu 2+ + NO 3 - + NO 2

2. Asignar estados de oxidación a todos los elementos presentes

H + + NO 3 - + Cu ¾® Cu 2+ + NO 3 - + NO 2 +1 +5 –2 0 +2 +5 –2 +4 -2

3. Detectar los elementos que cambian de estado de oxidación H + + **N**O 3 - + **Cu** ¾® **Cu** **2+** + NO 3 - + **N**O 2 +1 +5 –2 0 +2 +5 –2 +4 -2 4. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción

NO 3 - ¾® NO 2 REDUCCIÓN Cu ¾® Cu 2+ OXIDACIÓN

5. Ajustar las semirreacciones según las siguientes indicaciones: a) igualar el número de átomos del elemento que cambia de estado de oxidación b) ajustar el O con moléculas de H 2 O c) ajustar el H con iones H + d) la carga total se ajusta con electrones (e - )

NO 3 - + 2 H + + e - ¾® NO 2 + H 2 O

Cu ¾® Cu 2+ + 2 e - 6. Sumar las semirreacciones eliminando los electrones; para ello puede ser necesario multiplicarlas por algún número; simplificar al máximo NO 3 - + 2 H + + e - ¾® NO 2 + H 2 O (x2) Cu ¾® Cu 2+ + 2 e -

2 NO 3 - + 4 H + + Cu ¾® 2 NO 2 + 2 H 2 O + Cu 2+ **Reacción iónica ajustada** 8. Añadir las especies necesarias para reconstruir los reactivos iniciales y simplificar si procede.

2 NO 3 - + 4 H + + Cu ¾® 2 NO 2 + 2 H 2 O + Cu 2+ 2 NO 3 - 2 NO 3 -

** 4 HNO 3 + Cu ¾® 2 NO 2 + 2 H2O + Cu(NO 3 ) 2 ** ** Reacción molecular ajustada **