Semana 10. Oxidamos o reducimos? Semana Apliquemos 11electroquímica. Empecemos! Qué sabes de...? El reto es... Vamos al grano

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1 Semana Apliquemos 11electroquímica Semana 10 Empecemos! Estimado participante, durante esta semana estudiaremos uno de los principales mecanismos de reacción que se presenta en la naturaleza permitiendo el desarrollo de las baterías eléctricas: las reacciones de oxido-reducción. Para ello, aprenderemos las diferentes terminologías asociadas a las reacciones redox y su importancia para el ser humano. La siguiente semana veremos las aplicaciones de los sistemas redox en la vida cotidiana del ser humano. Qué sabes de...? Se dice que las reacciones redox se encuentran presentes en la gran mayoría de las reacciones químicas de los seres vivos como, por ejemplo, la respiración celular en plantas y animales. Sabes cuál es la etapa de la fotosíntesis donde ocurre el proceso redox? El reto es... La niña Alcalina, de visita en casa de su vecino, el abuelo Floripondio, hablaba con él acerca de la contaminación del aire; cuando de repente Alcalina preguntó a Floripondio: Por qué dicen que la combustión es un proceso redox?. El abuelo sonrió y le dijo: Muy buena pregunta, déjame buscar limonada y galletas para que vayas merendando mientras te contesto. Vamos al grano Las reacciones redox son aquellas en las que se da un movimiento de electrones, es decir, ocurren dos reacciones simultáneas donde una especie química pierde electrones y la otra gana electrones. Cuando una especie química ha perdido electrones, se dice que ha ocurrido una oxidación y, cuando gana electrones, se habla de reducción. 447

2 Semana 11 Todas las especies químicas (átomos o moléculas) tienen la capacidad de oxidarse o reducirse; esto va a depender de la electronegatividad de la especie química. El átomo o molécula que pierde electrones (se oxida) induce automáticamente a que la otra especie química gane electrones (se reduzca); por lo tanto, la especie que se oxida se considera Agente Reductor, mientras la especie que se reduce se considera Agente Oxidante. En los procesos redox, la presencia de un agente oxidante obliga la existencia de un agente reductor; por tal razón, el número de electrones perdidos por el agente reductor es igual al número de electrones ganados por el agente oxidante. Debido a que la mayoría de las reacciones redox son reversibles, se pueden generalizar con la siguiente reacción: Agente Oxidante 1 + Agente Reductor 1 Agente Reductor 2 + Agente Oxidante 2 Los pares de agentes oxidantes 1 / reductor 1 y reductor 2 / oxidante 2 son considerados pares conjugados, ya que la presencia de uno es el resultado de la otra especie; por ejemplo: Cu +2 + Zn Zn +2 + Cu Este tipo de reacciones constituye una fuente importante de energía en el planeta. La combustión de la gasolina dentro del carro o la asimilación de los alimentos dentro del sistema digestivo son procesos donde ocurre la transferencia de electrones, ocasionando una producción o almacenaje de energía. Para identificar dentro de una reacción química cuál sustancia se está reduciendo y cuál oxidando, es necesario conocer el número de oxidación de las especies participantes en la reacción. El número de oxidación puede definirse como la carga asignada a los átomos que forman una especie química, tomando en cuenta su electronegatividad frente a los otros elementos con que está combinado. Para determinar el número o estado de oxidación de un elemento o compuesto es necesario seguir unas reglas, teniendo siempre presente que la suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a cero. Veamos las reglas para asignar el número de oxidación (Requeijo y Requeijo, 2002): 1. Los elementos no combinados, ya sean átomos o moléculas, tienen un número de oxidación igual a cero (0). Ejemplos: Feº; H 2 º; Naº; Sº; O 2 º El hidrógeno combinado con otros elementos posee un número de oxidación igual a uno positivo (+1), excepto en los hidruros metálicos que presenta un uno negativo (-1). Ejemplos: +1 HCl; +1 H 2 O; +1 HNO 3 ; NaH -1 (hidruro de sodio).

3 Semana El oxígeno combinado con otros elementos posee un número de oxidación igual a menos dos (), excepto en los peróxidos, que presenta un uno negativo (-1). Ejemplos: Na 2 O ; CO 2 ; HClO ; KO H; MgSO 4 ; H 2 O 2-1 (peróxido de hidrógeno). Otra excepción: en el óxido de flúor (F 2 O) el oxígeno posee un número de oxidación de más dos (+2), ya que el flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica. 4. El número de oxidación de cualquier ión monoatómico es igual a su carga. Ejemplos: Na + ; Li + ; Ag + poseen números de oxidación igual a más uno (+1); Mg +2 ; Ca +2 ; Fe +2 poseen números de oxidación igual a más dos (+2); Al +3 ; Au +3 ; Fe +3 poseen números de oxidación igual a más tres (+3); Cl - ; Br - poseen números de oxidación igual a menos uno (-1); S posee números de oxidación igual a menos dos (). 5. Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando están combinados con metales o con hidrógeno. Sus números de oxidación pasan a ser positivos cuando se combinan con el oxígeno, excepto, como ya se planteó en el numeral 3, que el flúor siempre será negativo. Ejemplos: +2 CO 2 ; +6 SO 3 ; KCl -1 ; HBr -1. Ahora bien, si tenemos un compuesto químico ternario, como un oxácido o una oxisal, para conocer el número de oxidación del elemento central debemos guiarnos por las reglas antes mencionadas y aplicar una pequeña operación algebraica. 1. Asignamos los números de oxidación para el hidrógeno y oxígeno establecidos en las reglas anteriores: H +1 Cl? O 3 2. Multiplicamos los subíndices por los números de oxidación; para hidrógeno sería 1x+1, para el oxígeno sería 3x y el cloro es nuestra incógnita (?). H +1 Cl? O ? Como la sumatoria de todos los términos se iguala a cero, obtenemos una ecuación de una incógnita y despejamos para conocer el número de oxidación del cloro que será cinco (+5). +1 +X (-6) = 0 X = 6-1 = 5 Para reconocer dentro de una reacción química cuáles son las especies reducidas y las especies oxidadas, debemos determinar los números de oxidación de cada una de las especies involucradas en la reacción, siguiendo los pasos para la asignación de números de oxidación. Veamos un ejemplo: 449

4 Semana 11 En la reacción FeO + CO oxidado. Fe + CO 2, determine el elemento reducido y el 1. Escribimos los números de oxidación para cada elemento: +2 FeO + +2 CO Feº + +4 CO 2 2. Se observan los elementos que cambiaron su número de oxidación: El hierro (Fe) pasó de +2 a cero (0); mientras que el carbono pasó de +2 a Se determina quien ganó y perdió electrones: El hierro pasó de un número de oxidación positivo a cero, lo que quiere decir que ganó específicamente dos electrones; por lo tanto redujo (agente oxidante) y el carbono pasó de un número de oxidación de positivo (más dos) a más cuatro, lo que quiere decir que perdió específicamente dos electrones, por lo tanto se oxidó (agente reductor). Para saber más Si deseas conocer más los procesos redox, te invitamos a consultar las siguientes direcciones web: Aplica tus saberes La combustión de la gasolina es una reacción redox, la cual consiste en que el polímero de hidrocarburos (muchos enlaces carbono-carbono y carbonohidrógeno) reacciona con el oxígeno, generando varios productos entre los que está el agua y el dióxido de carbono; éste último es factor determinante en la contaminación del aire; gracias a su acumulación en la atmósfera por la combustión de la gasolina y la tala indiscriminada de árboles, existe lo que hoy día conocemos como efecto invernadero. 450 Asimismo, la respiración celular es un proceso de combustión, por lo que es una reacción redox, ya que aún en ausencia de una llama, los productos alimenticios, como la glucosa, se metabolizan para luego producir dióxido de carbono, agua y energía.

5 Semana 11 Comprobemos y demostremos que 1. Busca el número de oxidación de los elementos señalados para cada uno de los siguientes compuestos: a) H 3 PO 4 (P) b) K 2 SO 4 (S) c) CuNO 2 (N) d) HBrO 4 (Br) 2. Observa las siguientes reacciones y, aplicando las reglas de número de oxidación, indica el elemento oxidado (agente reductor) y el elemento reducido (agente oxidante): a) Fe + CuSO 4 FeSO 4 + Cu b) Cu + AgNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + Ag Recordemos que los metales tienen como característica ser electropositivos, es decir, la capacidad de ceder electrones (oxidarse). En cambio, los elementos no metales tienen como característica la capacidad de aceptar electrones (reducirse). Así que, no te extrañe que dentro de una reacción química los metales sean los agentes reductores y los no metales sean los agentes oxidantes. Claro, esto dependerá de cuál sea la combinación química en la cual se encuentre presente el metal y el no metal. 451