Redox 2º Bachillerato

hola:

Empezamos con el penúltimo tema del curso: Reacciones Redox.



Históricamente las reacciones de oxidación se catalogaron como las habituales que conocemos, es decir, una ganancia de oxígeno por parte de una sustancia; así - por ejemplo- el Hierro se oxida al aire formándose Óxido de Hierro (con valencia 2 ó 3), una sustancia que contiene oxígeno:
2 Fe   + O2   -----> 2 FeO    ó bien    4 Fe +3 O2 ------> 2 Fe2O3
También hablamos de la oxidación de, por ejemplo, el etanol hasta Ácido Acético pues aumenta su contenido en Oxígeno:
CH3CH2OH +  O2 ------>  CH3COOH  + H2O   aquí el último C ha ganado Oxígeno y perdido H.

El proceso de Reducción inicialmente se determinó como un ganancia de Hidrógeno e inverso a la Oxidación:
FeO + C ------->  Fe + CO
CH3COOH + H2 -----> CH3CH2OH
como ambos procesos solían estar relacionados la primera definición de Oxidación y Reducción fue la indicada:
Oxidación:  Ganancia de  Oxígeno  o pérdida de Hidrógeno.
Reducción: Pérdida de Oxígeno o ganancia de Hidrógeno.

El avance de la química pronto empezó a mostrar otros procesos similares a los descritos pero en los que nointervenian ni el O ni el H así que se decidió acudir a lo fundamental de estas reacciones químicas que os he mostrado, en ellas en realidad hay un intercambio de electrones; como amos el Oxígeno siempre se llevará electrones y, al oxidar al otro átomo, hace que sus cargas positivas aumenten. Según este criterio  la definición más exacta de reacciones Redox es :
Oxidación: Pérdida de electrones  (Un átomo aumenta su carga positiva o disminuye su carga negativa).
Reducción: Ganancia de electrones (Un átomo aumenta su carga negativa o disminuye su carga positiva).

Los electrones obviamente NUNCA podrán "desaparecer" y lo que ocurre es que se transfieren de un átomo a otro. Los elementos  que ceden electrones fácilmente (metales, por ejemplo) son casi siempre oxidados por los elementos que tienen tendencia a captarlos (no metales, evidentemente). Aquí empieza lo que parece un trabalenguas; el término  Oxidante y Reductor se refiere a lo que le hacen a otras sustancias, por lo tanto a ellos les ocurre lo contrario:

La sustancia oxidante QUITA electrones a otras y por tanto se reduce; la reductora CEDE electrones a otra y por tanto se oxida. Mucho cuidado con esto: El oxidante se reduce y el reductor se oxida.

El modo de calcular las cargas ( el llamado Número de oxidación) se ha establecido de modo sencillo: Elementos puros (los de la tabla periódica)  siempre tendrán carga 0; el Oxígeno siempre carga -2 (excepto  Peróxidos que es  -1), El Flúor siempre -1; Hidrógeno +1. (excepto Hidruros -1), metales Alcalinos siempre +, Alcalinotérreos +2 siempre; el resto se han de ir contabilizando hasta conseguir que toda la molécula sea neutra o tenga la carga indicada (si es una molécula que se ha disociado en disolución):
Ejemplos :
H2S    H +1   S -2    //// Fe    carga 0, es elemento puro.   //// K2SO3     K+1  O-2  S +4
CO2    C +4   O -2  //// ClO-    O -2  Cl+1  //// H2CO3    H+1  O-2  C+4  //// HClO    H+1 Cl -1  O -2

Este video os lo explica muy bien:



Otro video que también puede valer:



Esta es la introducción, en una reacción redox siempre habrá dos sustancias/elementos que cambien sus cargas; uno las reducirá y otro las aumentará (uno se oxida y el otro se reduce); si no hay este cambio  NO es redox (ej: ácido + base ----> sal + H2O no es redox ); la particularidad que tienen es que al transferirse electrones éstos pueden viajar por un cable y las sustancias pueden estar separadas; es lo que denominamos pilas (o baterías) y todo lo relacionado con la electroquímica. Ya lo estudiaremos.

Este video es muy completo, lo podéis ver para repasar: