Reacciones de oxidación-reducción

En química, las reacciones de oxidación-reducción o redox son procesos químicos en los que ocurre una transferencia de electrones entre diferentes especies químicas. Históricamente, la oxidación se definía como la combinación con oxígeno, pero hoy utilizamos una definición electrónica mucho más amplia:

1. Oxidación: Es el proceso en el cual una especie química pierde electrones. Al perder cargas negativas, su número de oxidación aumenta.
2. Reducción: Es el proceso en el cual una especie química gana electrones. Al ganar cargas negativas, su número de oxidación disminuye.

Es fundamental entender los roles de los reactivos:

• Agente Oxidante: Es la sustancia que causa la oxidación de otra. Para lograrlo, ella misma se reduce (gana electrones).
• Agente Reductor: Es la sustancia que causa la reducción de otra. Para lograrlo, ella misma se oxida (pierde electrones).

No puede existir una oxidación sin una reducción simultánea, ya que los electrones que una especie pierde deben ser aceptados por otra.

El número de oxidación (N.O.) es una carga hipotética que se asigna a un átomo si todos sus enlaces con átomos diferentes fueran 100% iónicos. Para asignarlos correctamente en 2º de Bachillerato, seguimos estas reglas:

• El N.O. de un elemento en estado puro (libre) es siempre 0 (ej. $O_2, Fe, H_2$).
• El N.O. del Hidrógeno es +1 (excepto en hidruros metálicos, donde es -1).
• El N.O. del Oxígeno es -2 (excepto en peróxidos, donde es -1, y con el Flúor, donde es +2).
• La suma de los N.O. de todos los átomos en una molécula neutra debe ser 0. En un ion poliatómico, debe ser igual a la carga del ion.

Identificación: Si el N.O. de un elemento aumenta de reactivos a productos, la especie se ha oxidado. Si disminuye, se ha reducido.

Toda reacción redox se puede desglosar en dos semirreacciones:

1. Semirreacción de oxidación: Muestra la pérdida de electrones (los electrones aparecen en los productos).
2. Semirreacción de reducción: Muestra la ganancia de electrones (los electrones aparecen en los reactivos).

Un par redox se escribe como $Oxidante/Reductor$ (ej. $Cu^{2+}/Cu$). La notación química nos permite visualizar cómo una especie se transforma en su forma conjugada mediante el intercambio electrónico.

Este método es el más común para ajustar reacciones en disolución acuosa ácida. Los pasos son:

1. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.
2. Balance de masa: Ajustar todos los elementos excepto O e H.
3. Ajuste de Oxígeno: Añadir tantas moléculas de $H_2O$ como oxígenos falten en el lado deficitario.
4. Ajuste de Hidrógeno: Añadir iones $H^+$ en el lado opuesto para compensar los hidrógenos del agua.
5. Balance de carga: Añadir electrones ($e^-$) para que la carga neta sea igual en ambos lados.
6. Igualar electrones en ambas semirreacciones y sumarlas.

Cuando la reacción ocurre en medio básico, el procedimiento varía ligeramente. Tras realizar el ajuste como si fuera medio ácido, se añade a ambos lados de la ecuación global tantos grupos $OH^-$ como iones $H^+$ aparezcan. Los $H^+$ y $OH^-$ del mismo lado se combinan para formar $H_2O$, y luego se simplifican las moléculas de agua sobrantes.

Una vez ajustada la ecuación, podemos realizar cálculos de masa y volumen. Es vital recordar que la relación molar viene dada por los coeficientes estequiométricos de la ecuación ajustada. En el laboratorio, a menudo se trabaja con pureza (masa real de reactivo en una muestra) y rendimiento (cantidad de producto obtenida frente a la teórica). El reactivo que se consume primero se denomina reactivo limitante y determina la cantidad de producto formado.

Una celda galvánica convierte energía química de una reacción espontánea en energía eléctrica. Sus componentes son:

• Ánodo: Electrodo donde ocurre la oxidación (polo negativo en pilas).
• Cátodo: Electrodo donde ocurre la reducción (polo positivo en pilas).
• Puente Salino: Tubo con electrolito inerte que permite la migración de iones para mantener la electroneutralidad de las disoluciones.
• Circuito externo: Permite el flujo de electrones del ánodo al cátodo.

Notación IUPAC: $Anodo | Ion Anódico || Ion Catódico | Catodo$ (ej. $Zn | Zn^{2+} || Cu^{2+} | Cu$).

El potencial de un electrodo no se puede medir de forma aislada. Se utiliza el Electrodo Estándar de Hidrógeno (EEH) como referencia, asignándole un valor de $0,00 V$. Los potenciales estándar ($E^0$) se miden a $25ºC$, $1 atm$ y concentración $1 M$. Cuanto más positivo es el $E^0$, mayor es la tendencia de la especie a reducirse (mejor oxidante).

Para que una reacción sea espontánea, la fuerza electromotriz (f.e.m.) de la celda debe ser positiva: $E^0_{celda} = E^0_{catodo} - E^0_{anodo} > 0$ Esto se relaciona con la Energía Libre de Gibbs: $\Delta G^0 = -n \cdot F \cdot E^0_{celda}$.

• Si $E^0 > 0 \Rightarrow \Delta G^0 < 0$: Reacción espontánea.
• Si $E^0 < 0 \Rightarrow \Delta G^0 > 0$: Reacción no espontánea.

Cuando las condiciones no son estándar (concentraciones distintas a $1 M$), el potencial se calcula con la Ecuación de Nernst: $E = E^0 - \frac{0,0592}{n} \log Q$ Donde $n$ es el número de electrones intercambiados y $Q$ es el cociente de reacción.

A diferencia de las pilas, la electrólisis utiliza energía eléctrica para forzar una reacción redox no espontánea.

• En la electrólisis, el ánodo es positivo y el cátodo es negativo.
• En disolución acuosa, el agua puede competir con los iones de la sal. En el cátodo se reducirá la especie con mayor potencial de reducción, y en el ánodo se oxidará la de menor potencial.

Michael Faraday determinó que la cantidad de sustancia depositada o liberada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que circula:

1. $Q = I \cdot t$ (Carga = Intensidad $\times$ tiempo).
2. $m = \frac{M \cdot I \cdot t}{n \cdot F}$ Donde $M$ es la masa molar, $n$ los electrones y $F$ la constante de Faraday ($96485 \text{ C/mol } e^-$).

• Galvanoplastia: Recubrimiento de objetos con una capa fina de metal (dorado, plateado).
• Refino de metales: Obtención de metales de alta pureza (ej. cobre electrolítico).
• Producción de químicos: Obtención de Cloro ($Cl_2$) y Sodio ($NaOH$) mediante el proceso cloro-álcali.

La corrosión es el deterioro de un metal por un proceso redox con el ambiente. El ejemplo más común es la formación de herrumbre en el hierro. Para evitarla se usa:

• Protección catódica: Conectar el metal a un ánodo de sacrificio (un metal más activo como el Zn o Mg) que se oxida en su lugar.
• Galvanizado: Recubrir el hierro con una capa de Zinc.

• Pilas Primarias: No recargables (ej. pilas alcalinas).
• Pilas Secundarias: Recargables, como la batería de ión-litio o la de plomo de los coches.
• Pilas de Combustible: Dispositivos que consumen un combustible (como $H_2$) de forma continua para generar electricidad, siendo muy eficientes y limpias.

Son técnicas de análisis cuantitativo para determinar la concentración de un agente reductor u oxidante.

• Permanganimetría: Se usa $KMnO_4$ como oxidante. No requiere indicador externo porque el ion $MnO_4^-$ es violeta intenso y al reducirse a $Mn^{2+}$ se vuelve incoloro.
• El punto de equivalencia se alcanza cuando los equivalentes de oxidante igualan a los de reductor.