Reacción de oxidación-reducción

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Introducción

Reacción de oxidación-reducción, reacción química correspondiente a la acción de un cuerpo oxidante sobre un cuerpo reductor, que da lugar a la reducción del oxidante y a la oxidación del reductor.

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Oxidante y reductor

Una disolución acuosa de iones Cu²⁺ es azul. Si se le añaden limaduras de hierro (Fe), se comprueba que el color azul desaparece: los iones Cu²⁺ han reaccionado. Por otra parte, en la disolución se forman iones Fe²⁺, lo que se manifiesta por el precipitado verdoso que forman en presencia de sosa. También se observa que el hierro queda recubierto por un depósito rojo. Efectivamente, se forma cobre metálico, Cu. El balance de la reacción es el siguiente:

Fe + Cu2+ → Fe2++ Cu

El hierro ha sido oxidado por los iones Cu²⁺, que a su vez han sido reducidos por el hierro. La reacción anterior es una reacción de oxidación-reducción (o reacción redox) en la que el hierro es el reductor y el cobre el oxidante.

La reacción es de hecho la suma de las dos semirreacciones siguientes:

• oxidación: Fe → Fe²⁺ + 2e^-
• reducción: Cu²⁺ + 2e^- → Cu

Por tanto, la oxidación de un cuerpo corresponde a una pérdida de electrones y la reducción corresponde a una ganancia de electrones. Un oxidante (en este caso los iones Cu²⁺) es una sustancia susceptible de captar uno o varios electrones; un reductor (en este caso el hierro) cede fácilmente uno o varios electrones.

Si se designa el oxidante por Ox, el reductor por Red y el número de electrones implicados por n, las semirreacciones pueden escribirse del modo siguiente:

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Par redox

A cualquier oxidante de un tipo se le puede asociar un reductor del mismo tipo, y viceversa: de este modo se define un llamado ‘par redox’, que se designa por Ox/Red. Una reacción de oxidación-reducción es un intercambio de electrones entre el oxidante de un par redox y el reductor de otro par. Se puede observar que este tipo de reacción es análoga a las reacciones ácido-base, que corresponden a un intercambio de protones entre la base de un par ácido-base y el ácido de otro par (véase Ácidos y bases).

Consideremos dos pares redox designados como Ox₁/Red₁ y Ox₂/Red₂. Si se sabe que el oxidante Ox₁ reacciona con el reductor Red₂, se producirán las siguientes semireacciones:

• Ox₁ + n₁e^- ⇋ Red₁
• Red₂ ⇋ Ox₂ + n₂e^-

con el siguiente balance final:

n2Ox1 + n1Red2 ⇋ n2Red1 + n1Ox2

(Se ha multiplicado la primera ecuación por n₂ y la segunda por n₁ para que el número de electrones intercambiados en ambas semirreacciones sea el mismo.)

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Número de oxidación

En la medida en que cada especie puede existir en una forma más o menos oxidada, es posible definir un ‘número de oxidación’ para caracterizar la forma que se está considerando. Cuanto más elevado es el número, más oxidada está la forma.

En los cuerpos simples, el número de oxidación corresponde a la carga del elemento químico. Así, el hierro puede existir en su forma reducida, el hierro metálico Fe (número de oxidación 0), o en dos formas oxidadas, los iones Fe²⁺ (número de oxidación ii) y Fe³⁺ (número de oxidación iii). En casos más complejos, el número de oxidación está ligado a la valencia del elemento químico considerado.

Cuando un cuerpo se oxida, aumenta su número de oxidación; cuando se reduce, disminuye. Por tanto, un oxidante es un compuesto cuyo número de oxidación puede disminuir, mientras que un reductor es una sustancia cuyo número de oxidación puede aumentar.