Reacciones de oxidación-reducción

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Estados de oxidación:

En química, el estado de oxidación de un Elemento químico que forma parte de un Compuesto químico u otra especie química, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto o especie. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios.

El átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, los cuales son muy estables eléctricamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno este trata de tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del helio.

Cuando un átomo -A- necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de 3−. Por otro lado, cuando un átomo -B- tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende de las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo átomos (moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (iones poliatómicos).

Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo de carga eléctrica que adquieren al participar en una reacción química:

• Metales

• No metales

• Gases nobles

Existen elementos metálicos que, dependiendo de las condiciones a que sean sometidos, pueden funcionar como metales o no metales indistintamente. A estos elementos se les denomina metaloides.

Los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen únicamente estados de oxidación positivos. Los elementos no metálicos y semimetálicos pueden tener estado de oxidación positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.

Ejemplos:

Cloruro de sodio

2Na0 + Cl02 → 2Na1+ + 2Cl1−

Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes en forma diatómica.

El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl), produciendo cloruro de sodio. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del sodio combinado es 1+, ya que cede un electrón. El número de oxidación del cloro combinado es 1−, ya que acepta el electrón cedido por el sodio.

Oxido de aluminio

Al0 + O02 → Al3+ + 2O2−

El oxígeno está presente en forma diatómica (gas).

El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del aluminio combinado es 3+, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del oxígeno combinado es 2−, ya que acepta hasta 2 electrones.

Los electrones cedidos y aceptados por los distintos elementos crean un problema con las cargas eléctricas. Por ejemplo, el aluminio cede tres electrones y el oxígeno sólo acepta dos, por lo que sobra uno. De esto se concluye que en la reacción no interviene un solo átomo de oxígeno, por lo que se procede a balancear la ecuación, para que coincidan todos los electrones transferidos con las capacidades de cada elemento aceptor.

La ecuación balanceada queda así:

4Al0 + 3O02 → 4Al3+ + 6O2−

Con lo que se logra el balance perfecto para que se acomoden todos los electrones excedentes.las

Estados de oxidación de atomos en moléculas de compuestos organicos:

Las reacciones de oxidación-reducción son muy importantes no sólo en el campo de la química inorgánica, sino también en la química orgánica.

No siempre es fácil decidir si un compuesto que se transforma en otro se está oxidando o reduciendo o, por el contrario, conserva su estado de oxidación.

Hay varios mecanismos existentes para explicar las reacciones de oxidación orgánica:

• Transferencia individuales de electrones}

• Oxidaciones a través de intermediarios éster con ácido crómico o dióxido de manganeso

• Transferencia de átomos de hidrógeno como en halogenación por radicales libres

• Oxidación con oxígeno (combustión)

• Oxidación con participación del ozono en la ozonólisis y peróxidos

• Oxidaciones en las que interviene un mecanismo de reacción de eliminación, como la oxidación de Swern, la oxidación de Kornblum y con reactivos tales como el ácido IBX y el peryodinano de Dess-Martin.Oxidación por radicales nitróxido, sal de Fremy o TEMPO

Para ello, puede resultar conveniente disponer de un método cuantitativo para calcular el número de oxidación de los átomos de carbono. Dicho método consiste en asignar números de oxidación a sus sustituyentes.

C: 0. Un enlace carbono-carbono no representa aportación al número de oxidación, ya que los electrones están compartidos por igual por ambos átomos de carbono.

Los átomos más electronegativos que el carbono atraen los electrones hacia sí mismos, por lo que se les asignan números de oxidación negativos.

-halógeno, -OH, -N: -1

-O: -2

Los átomos de hidrógeno, al ser menos electronegativos que el carbono, tienen asignado un número de oxidación positivo.

Agentes oxidantes y agentes reductores

Agente oxidante:

Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se

reduce en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro

elemental con calcio:

Ca0 + Cl2 (0) -----> CaCl2

El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número de

oxidación pasa de 0 a 1–.

Esto se puede escribir como:

2e-+Cl2 (0) ---> 2Cl1-

En resumen:

Agente oxidante: Gana electrones y Disminuye su número de oxidación

agente reductor

Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se

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