7.5: Reacciones de Oxidación-Reducción

A diferencia de las reacciones ácido-base, las reacciones de oxidación-reducción (o redox) obedecen a un patrón diferente. En los tipos más simples de reacciones redox, los productos polares se generan a partir de reactivos no polares. Es posible que ya te hayas topado con tales reacciones (¡aunque no supieras cómo se llamaban!) Cuando el hierro se deja en contacto con el oxígeno (en el aire) y el agua, se oxida. El hierro se transforma de una sustancia metálica dura, no polar,\(\mathrm{Fe}\) (sólida), en una sustancia polvorienta,\(\mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3}\). \(\mathrm{nH}_{2}\mathrm{O}(s)\). La oxidación es mecanísticamente similar a las reacciones que ocurren cuando el cobre se vuelve verde, cuando la plata se empaña y se vuelve negra, o (quizás en la reacción favorita de los químicos de todas partes ^[19]) cuando el metal sodio explota en el agua. ^[20]

Todas estas reacciones comienzan con un metal en su forma elemental. Los metales puros no tienen carga ni distribución desigual permanente de la carga (lo que los hace diferentes de las sales como\(\mathrm{NaCl}\)). De hecho podemos utilizar la síntesis de cloruro de sodio (\(\mathrm{NaCl}\)) a partir de sus elementos sodio (\(\mathrm{Na}\)) y cloro (\(\mathrm{Cl}_{2}\)) para analizar lo que sucede durante una reacción redox. La reacción se puede escribir como:\[2 \mathrm{Na}(s)+\mathrm{Cl}_{2}(g) \rightleftarrows 2 \mathrm{NaCl}(s)\]

Ya hemos analizado la estructura de los compuestos iónicos en el Capítulo\(4\) y sabemos que la mejor manera de pensarlos es considerarlos\(\mathrm{NaCl}\) como una red tridimensional de alternancia de iones positivos (\(\mathrm{Na}^{+}\)) y negativos (\(\mathrm{Cl}^{-}\)). Es decir, a medida que avanza la reacción, los átomos metálicos se convierten en cationes, y las moléculas de cloro se convierten en aniones. Podríamos escribir esto como dos reacciones separadas: El\(\mathrm{Na}\) pierde un electrón —un proceso que definimos como oxidación. \[\mathrm{Na} \rightleftarrows \mathrm{Na}^{+}+\mathrm{e}^{-} \text {(an oxidation reaction) }\]

Los electrones deben ir a alguna parte (no pueden simplemente desaparecer) y como el cloro es un elemento electronegativo, tiene sentido que los electrones sean atraídos por el cloro. Definimos la ganancia de electrones como una reducción. \[\mathrm{Cl}+\mathrm{e}^{-} \rightleftarrows \mathrm{Cl}^{-} \text {(a reduction reaction) }\]

Resulta que todas las reacciones en las que los elementos reaccionan entre sí para formar compuestos son reacciones redox. Por ejemplo, la reacción de hidrógeno molecular y oxígeno molecular también es una reacción redox:\[2 \mathrm{H}_{2}(g)+\mathrm{O}_{2}(g) \rightleftarrows 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(l)\]

El problema aquí es que no hay transferencia obvia de electrones. Tampoco hay una razón obvia por la que estos dos elementos deban reaccionar en primer lugar, ya que ninguno de ellos tiene ninguna polaridad de carga que pueda conducir a una interacción inicial. Dicho esto, no hay duda de eso\(\mathrm{H}_{2}\) y\(\mathrm{O}_{2}\) reaccionar. De hecho, al igual que el sodio y el agua, reaccionan explosivamente. ^[21] Cuando miramos un poco más de cerca la reacción, podemos ver que hay un cambio en la densidad de electrones en los átomos individuales a medida que pasan de ser reactivos a ser productos. Los reactivos contienen solo enlaces covalentes puros (\(\mathrm{H—H}\)y\(\mathrm{O—O}\)), pero en el producto (\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\)) los enlaces están polarizados:\(\mathrm{H} \delta +\) y\(\mathrm{O} \delta -\) (recordemos que el oxígeno es un átomo altamente electronegativo debido a su carga nuclear altamente efectiva). Hay un cambio en la densidad electrónica general hacia el oxígeno. Esto es un poco más sutil que el\(\mathrm{NaCl}\) caso. El oxígeno ha ganado algo de densidad extra de electrones, y así se ha reducido, pero sólo parcialmente — no gana toda la carga negativa. El hidrógeno también se ha oxidado al perder algo de densidad electrónica. Realmente estamos hablando de dónde pasa el electrón la mayor parte de su tiempo. Para mantener esto recto, los químicos han desarrollado un sistema de números de oxidación para hacer un seguimiento de las pérdidas y ganancias en la densidad de electrones.

Estados y números de oxidación

Ahora bien, puede parecer que estamos desplegando términos más arcanos diseñados para confundir al no químico, pero de hecho, los números de oxidación (o estados de oxidación) pueden ser relativamente fáciles de comprender siempre y cuando recuerdes algunos principios básicos: ^[22]

• Para un ion, la carga es el número de oxidación. El número de oxidación de\(\mathrm{Na}^{+}\) es +1, el número de oxidación del ion óxido (\(\mathrm{O}_{2} {}^{-}\)) es —2.
• Para los elementos que están unidos covalentemente a un elemento diferente, imaginamos que todos los electrones en el enlace se mueven al átomo más electronegativo para que se cargue. Como ejemplo, el oxígeno en el agua es el átomo más electronegativo. Por lo tanto, imaginamos que los electrones de enlace están en el oxígeno y que los átomos de hidrógeno no tienen electrones (más bien, tienen una carga +1). El número de oxidación de\(\mathrm{H}\) (en agua) es +1, mientras que en oxígeno es -2, debido a la carga -2 de los dos electrones adicionales imaginados que provenían del enlace.
• Los elementos siempre tienen un número de oxidación de cero (porque todos los átomos en un elemento puro son iguales, por lo que ninguno de los enlaces es polar).

Recuerda que esto es solo una manera de hacer un seguimiento de los electrones. Los números de oxidación no son reales; son simplemente un dispositivo útil. También es importante recordar que el número (o estado) de oxidación de un átomo depende de su contexto molecular. El truco para manchar una reacción redox es ver si el número de oxidación de un átomo cambia de reactivos a productos. En la reacción:\[2 \mathrm{H}_{2}(g)+\mathrm{O}_{2}(g) \rightleftarrows 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(l)\]

\(\mathrm{H}\)cambia de cero en los reactivos (\(\mathrm{H}_{2}\)) a +1 en los productos (\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\)), y el oxígeno va de cero (\(\mathrm{O}_{2}\)) a —2 (\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\)). Cuando los números de oxidación cambian durante una reacción, la reacción es una reacción redox.

Ahora veamos la reacción sodio y agua, que es un poco más complicada para ver si podemos detectar qué se oxida y qué se reduce. \[2 \mathrm{Na}(s)+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(l) \rightleftarrows 2 \mathrm{Na}+(aq)+2^{-} \mathrm{OH}(aq)+\mathrm{H}_{2}(g)\]

Es relativamente fácil ver que el sodio se oxida, porque pierde un electrón, pasando de\(\mathrm{Na}\) a\(\mathrm{Na}^{+}\). Pero, ¿qué especies se reducen? ¿Es el oxígeno o el hidrógeno? ¿O podrían ser las dos? Si comprobamos cambios en el estado de oxidación, el oxígeno en el agua comienza en —2 y en hidróxido (\({}^{-}\mathrm{OH}\)) sigue siendo —2 (no se ha reducido ni oxidado). Si comprobamos los hidrógenos, vemos dos parajes distintos. Uno de los átomos de hidrógeno permanece unido al átomo de oxígeno (en hidróxido); comienza en +1 y permanece ahí. Sin embargo, el otro tipo termina unido a otro átomo de hidrógeno; comienza en +1 y termina en cero. ¡Son estos dos últimos átomos de hidrógeno los que se han reducido!

Históricamente, el término oxidación ha denotado una reacción con el oxígeno. Por ejemplo, en reacciones de combustión simples:\[\mathrm{CH}_{4}(g)+\mathrm{O}_{2}(g) \rightleftarrows \mathrm{CO}_{2}(g)+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(g)\]

Reacciones de oxidación como esta proporcionan grandes fuentes de energía, en la quema de combustible (gas natural, gasolina, carbón, etc.) y también en sistemas biológicos. En este último, los carbonos que contienen moléculas como azúcares y lípidos reaccionan con el oxígeno molecular para formar compuestos con enlaces muy estables (\(\mathrm{CO}_{2}\)y\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\)), liberando energía que puede ser utilizada para romper enlaces y reorganizar moléculas. De manera similar, el significado original de reducción fue la reacción con hidrógeno, por ejemplo, el ácido acético se puede reducir a etanol al reaccionar con hidrógeno:\[\mathrm{CH}_{3} \mathrm{CO}_{2} \mathrm{H}+\mathrm{H}_{2}(g) \rightleftarrows \mathrm{CH}_{3} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{OH}\]

Lo que es importante tener en cuenta es que, no puede haber una oxidación sin una reducción —y viceversa. Al igual que no puede haber ácido sin una base.

Preguntas

Preguntas para responder

• Para la reacción\(\mathrm{CH}_{4}(g)+\mathrm{O}_{2}(g) \rightleftarrows \mathrm{CO}_{2}(g)+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(g)\), qué átomos están oxidados y cuáles son
• reducido?
• Para la reacción\(\mathrm{CH}_{3} \mathrm{CO}_{2} \mathrm{H}+\mathrm{H}_{2}(g) \rightleftarrows \mathrm{CH}_{3} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{OH}\) ¿qué átomos se oxidan y cuáles se
  reducen?
• Escribe una explicación a un amigo que no tenga antecedentes químicos para explicar la diferencia
  entre estas dos reacciones que dan el mismo producto:\[2 \mathrm{H}_{2}(g)+\mathrm{O}_{2}(g) \rightleftarrows 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(l) \text { and } \mathrm{H}^{+}(aq)+{-} \mathrm{OH}(aq) \rightleftarrows \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(l)\]

Preguntas para más tarde

• ¿Es posible separar la reacción de oxidación (donde se pierden los electrones) y la reacción de reducción (donde se ganan los electrones)? ¿Qué pasaría?
• ¿Y si separas las dos reacciones pero las unes por una conexión eléctrica? ¿Qué crees que pasaría?