Valencia. Para nuestro objetivo nos interesa aquí definir la valencia de un elemento como el número de electrones ganados o perdidos por el mismo. Si el elemento gana electrones su valencia es negativa y si pierde su valencia es positiva.
Reacciones de oxidación y reducción. Muchas reacciones químicas presentan como característica esencial una transferencia de electrones. Se los llama reacciones de oxidación-reducción o reacción Redox.
Así por ejemplo si fijamos nuestra atención en la combinación del cobre con el oxígeno para formar el óxido cúprico:
Comprobaremos que el hecho fundamental ha sido la transferencia de electrones del átomo del cobre al átomo de oxígeno. De esta manera el cobre queda con doble carga positiva y el oxígeno con doble carga negativa.
Desde hace tiempo aún antes de que se conociera la base electrónica de esta reacción, los químicos dieron a este proceso el nombre de oxidación, nombre muy acertado puesto que en el proceso participa el oxígeno.
Si consideramos ahora la combinación de cobre con S y el Cl2
Veremos que el cobre experimenta la misma transformación anotada en la reacción anterior (1) es decir ha perdido dos electrones. Por tanto, a medida que la valencia y la estructura atómica fueron siendo más conocidas, el término oxidación usado inicialmente sólo para, los procesos en que interviene el oxígeno se fue ampliando hasta abarcar reacciones como las dos últimas.
Oxidación. La oxidación según el concepto moderno no supone necesariamente la intervención del oxígeno, tal como se ha visto en las dos últimas reacciones, vemos que el cobre se ha oxidado convirtiéndose en el ion cúprico; en síntesis:
–“Oxidación es la pérdida de electrones que experimenta un átomo o un ion, o lo que es lo mismo, cuando aumenta el valor relativo de su valencia”.
Reducción. El proceso inverso se llama reducción. En las reacciones precedentes, los átomos de oxígeno, azufre y cloro, al tomar electrones del cobre, se han reducido convirtiéndose en los iones óxido, sulfuro y cloruro respectivamente.
–“Reducción es la ganancia de electrones que experimenta un átomo o un ion, o lo que es lo mismo, cuando disminuye el valor relativo de su valencia”.
Oxidantes y reductores. Íntimamente ligados a los conceptos anteriores van los de agente reductor y agente oxidante.
En síntesis, e) elemento que aumenta su estado de oxidación se oxida y al hacerlo actúa como reductor.
El elemento que disminuye su estado de oxidación se reduce y al hacerlo actúa como oxidante.
Simultaneidad de ambos procesos. Es necesario destacar la simultaneidad de los procesos de oxidación y reducción, puesto que es evidente que cuando una sustancia se oxida otra tiene que reducirse, es decir, mientras un átomo o ion cede electrones debe haber otro capaz de tomarlos. O lo que es lo mismo debe existir igualdad entre el número de electrones que pierde el elemento que se oxida y el número de electrones que gana el elemento que se reduce y así la oxidación y reducción se verifican simultáneamente.
Ejemplo: la oxidación del ion ferroso por el cloro nos permite comprender mejor este punto.
Con el objeto de aclarar este mecanismo de las reacciones y de emplear el lenguaje técnico que se merecen, será necesario introducir previamente el concepto de estado de oxidación.
Estado de oxidación. Llamado también número de valencia, número polar o cuantivalencia a la carga que se asigna a cada átomo, se ha generalizado el nombre de número o estado de oxidación.
Con el objeto de determinar esta carga se recomienda el uso de las siguientes reglas:
a. Los elementos sin combinar (libres) tienen un estado de oxidación igual a cero. Ejemplos: O2, Cl2, Mg, etc.
b. El hidrógeno en la mayor parte de sus compuestos presenta estado de oxidación +1, excepto en los hidruros metálicos. Ejemplos: Na H, hidruro de sodio, donde presenta estado de oxidación -1.
c. El oxígeno presenta en la mayoría de los compuestos, estado de oxidación -2, excepto en el agua oxigenada H2O2 y peróxidos, donde presenta estado de oxidación -1.
d. El estado de oxidación de un catión es igual a su carga, rige igual para un anión simple.
e. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos que constituyen un compuesto es cero.
Estas reglas permiten determinar el estado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto para ello será necesario conocer tan solo los estados de oxidación de los otros integrantes del compuesto. Ejemplos:
a) Determinar el estado de oxidación del Mn en el Mn O2 (bióxido de Mn).
Nótese que la suma total de los estados de oxidación es cero. El estado de oxidación del Mn en el Mn O2 es +4.
b) Determinar el estado de oxidación de Mn en el K Mn O4
Luego el Mn tiene un estado de oxidación de más 7 (+7) puesto que:
1 - 8 + 7 = 0
A fin de no cambiar la valencia arbitrariamente se puede calcular el número de oxidación (X) en los compuestos, haciendo una sencilla ecuación matemática de una incógnita, sabiendo que los números de oxidación del oxígeno y del hidrógeno son -2, +1, respectivamente. Ejemplos:
Determinar los estados de oxidación del N, S, y el P en los respectivos oxácidos y sus sales.
Método de ajuste de ecuaciones de oxidación y reducción, redox. Para la igualación de ecuaciones por el método de oxidación-reducción, redox se siguen los siguientes pasos:
1. Se escribe la ecuación química esquemática indicada.
2. Se ioniza colocando el estado o número de oxidación sobre los elementos correspondientes.
3. Se determina qué elementos cambian de valencia al pasar del primer al segundo miembro (generalmente son los metales y no metales).
4. En cuántas valencias se oxida y se reduce, se supone que este cambio tiene lugar mediante ganancia y pérdida de electrones.
Se supone también que el átomo del oxidante que disminuye su valencia, se reduce, ya que gana, así mismo el átomo del reductor que aumenta su valencia, se oxida, ya que los pierde.
5. Los números encontrados se colocan en cruz en el extremo derecho de la ecuación, estos números se introducen como coeficientes de la reacción balanceada.
6. Se establece de esta manera que el número de electrones ganados o perdidos son iguales (por simple multiplicación).
7. Los coeficientes de las demás sustancias que intervienen en I» reacción se ajustan por simple tanteo. Ejemplos:
Ecuación igualada es:
Nota. La ionización se realiza de todos los elementos de la fórmula. Para comprender mejor este cálculo de coeficientes aprovechamos la tabla aritmética de cantidades positivas y negativas, que en química significan valencias positivas y negativas como vemos no pasa de –8, ni van más allá de +8.
Todos aquellos elementos que al pasar del primero al segundo miembro van de menos a más ganan valencias porque pierden electrones y se dice que se oxida y el proceso se llama oxidación.
En cambio, cuando al pasar del primero al segundo miembro van de más a menos pierden valencias porque ganan electrones, se dice que se reducen y el proceso se llama reducción.
