R1 Reacciones Redox

En una reacción de oxidación-reducción  o rédox existe la transferencia de uno o más electrones de una especie a otra. Ejemplo:  

Un proceso redox puede ser dividido, para su estudio en dos semisistemas : 

La reacción inversa de una reducción es una oxidación:

La oxidación y la reducción ocurren a la vez: no puede haber oxidación sin reducción y viceversa.

Estado de Oxidación

El estado de oxidación de un átomo es la carga que tendría si se asignaran los electrones de cada enlace al átomo más electronegativo.  Con lo anterior dicho es posible definir a continuación la oxidación y la reducción en términos de estados de oxidación. La oxidación es un aumento del estado de oxidación (pérdida de electrones) y la reducción es una disminución en el estado de oxidación (ganancia de electrones).

Balanceo de reacciones de óxido-reducción por el método de la semirreacción

Muchas reacciones de óxido-reducción se balancean fácilmente por el método de prueba y error.

Sin embargo las reacciones de óxido-reducción que se verifican en solución acuosa suelen ser tan

complicadas que es muy difícil balancearías por este método. En esta sección se desarrollará un

método sistemático para el balanceo de las ecuaciones de este tipo de reacciones.

Para balancear las reacciones de óxido-reducción que se verifican en solución acuosa se divide la reacción en dos semirreacciones. Las semirreacciones son ecuaciones que tienen electrones como reactivos o productos. Una semirreacción representa el proceso de reducción y la otra el de oxidación. En la semirreacción de reducción se muestran electrones del lado de los reactivos (el reactivo gana electrones en la ecuación). En la semirreacción de oxidación se muestran los electrones del lado de los productos (el reactivo pierde electrones en la ecuación).

Por ejemplo considérese la ecuación no balanceada para la reacción de oxido-reducción entre el

Ion cerio(IV) y el Ion estaño(II).

Esta reducción se puede separar en una semirreacción de la sustancia que se reduce.

1

Y una semireacción de la sustancia que se oxida:

2

[1 Ce4+ gana 1e- para formar Ce3+ y por tanto se reduce.]

[2 Sn2 + pierde 2e- para formar Sn4 + y por tanto se oxida.]

Obsérvese que Ce4+ gana un electrón para transformarse en Ce3+, por lo que se indica un electrón como reactivo junto con Ce4+ en esta semirreacción. Por otra parte, para que Sn2+ se transforme en Sn4+ debe perder dos electrones. Esto implica que hay que poner dos electrones como productos de esta semirreacción.

El principio fundamental para balancear reacciones de óxido-reducción es que el número de

electrones que se pierden (del reactivo que se oxida) debe ser igual al número de electrones que

se ganan (del reactivo que se reduce).

En la semirreacción anterior cada Ce4+ gana un electrón y cada Sn2+ pierde dos electrones. Es

necesario igualar el número de electrones que se ganan y que se pierden y para ello se multiplica

primero la semirreacción de reducción por 2. 

A continuación se añade esta semirreacción a la semirreacción de oxidación.

Por último se cancela 2e- de cada lado para obtener la ecuación balanceada total.

A continuación se resume el método para balanceo de reacciones de óxido-reducción en solución

acuosa:

·         Se separa la reacción en una semirreacción de oxidación y otra de reducción

·         Se balancean las semirreacciones por separado

·         Se iguala el número de electrones que se ganan y se pierden.

·         Se suman las semirreacciones para obtener la ecuación general balanceada

Referencias

·         Reacciones de Oxido Reducción y Electroquímica. (2010). Facultad de Química de la Universidad de la Havana. Cuba. [Electrónico]. Obtenido el 21 de Marzo de 2011 de: http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/practics/practicas/Electrolisis/celdas/electroq2.pdf

·         Equilibrio Rédox. (2009).  Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá. España. [Electrónico]. Obtenido el 21 de Marzo de 2011 de: http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/QG/Tema_14.pdf