La semireacció d oxidació d aquesta reacció seria la següent, en què el magnesi perd dos electrons :

3.-REACCIONS D OXIDACIÓ-REDUCCIÓ (REDOX) 3.1- DEFINICIÓ Les reaccions d oxidació-reducció, o simplement, reaccions redox són aquelles en les quals hi intervé una transferència d electrons entre els reactius. Es tracta d unes reaccions on es produeix una oxidació i una reducció simultàniament, ja que, mentre un dels reactius s oxida, l altra es redueix. En les reaccions redox hi podem distingir dues semireaccions: la d oxidació i la de reducció. La semireacció d oxidació és el procés el qual un element augmenta el seu nombre d oxidació, ja que ha perdut electrons. La semireacció de reducció és el procés en el que un element disminueix el seu nombre d oxidació, perquè un àtom o un ió d aquest element guanya electrons del medi. Cal entendre una redacció redox com un procés el qual els reactius canvien el seu nombre d oxidació. En aquesta reacció, l agent que s oxida rep el nom d agent reductor, i és aquell que subministra electrons seus al medi, augmentant el seu nombre d oxidació. L agent que es redueix, se l anomena agent oxidant, i és el que tendeix a adquirir els electrons del medi que allibera l agent reductor. Aquestes reaccions les podem trobar en llocs completament diferents, tals com la corrosió d un metall, l enfosquiment d una poma tallada, una combustió, etc.. També les trobem freqüentment en processos biològics del nostre cos, o en el camp de la indústria, on ens centrarem en la producció de les piles electroquímiques. Un exemple podria ser la formació de fluorur de magnesi a partir d una transferència electrònica entre magnesi i molècules diatòmiques de fluor. En aquest cas, la reacció seria la següent: Mg (s) + F 2 (g) MgF 2 (s) La semireacció d oxidació d aquesta reacció seria la següent, en què el magnesi perd dos electrons : Mg Mg 2+ + 2e - La semireacció de reducció, en aquest cas, seria la següent, en què el fluor guanya dos electrons: F 2 + 2e - 2F - 23

Partint d aquestes dues semireaccions, podem trobar l equació global de la reacció: Mg + F 2 Mg 2+ + 2F - MgF 2. En les reaccions redox es formen els anomenats parells redox, que consisteix en que l agent oxidant i la seva forma reduïda (després de la reacció) formen un parell conjugat redox on la forma reduïda és el reductor conjugat. El mateix passa amb l agent reductor i la seva forma oxidada. Com més fort és l agent reductor, és a dir, com més gran sigui la seva tendència a cedir electrons, més dèbil és el seu oxidant conjugat, és a dir, menor és la seva tendència a captar electrons. Un exemple de parell redox seria: H 2 + Cl 2 2H + + 2Cl -, on H 2 i 2H + formen un parell redox, igual que Cl 2 i 2Cl -. 3.2.-NOMBRES D OXIDACIÓ: 3.2.1- Definició El nombre d oxidació, o estat d oxidació d un element en un compost és la càrrega elèctrica que tindria un àtom d aquest element si tot el compost del qual forma part estigués constituït per ions positius i negatius. També es pot definir com la càrrega elèctrica que tindria si tots els seus enllaços fossin iònics. El nombre d oxidació és una aproximació conceptual de la suma d electrons i protons que tindria un àtom d un determinat element en un compost format per enllaços iònics, la qual cosa és útil a l hora de fer càlculs d alguns processos, com ara les reaccions redox. El nombre d oxidació d un element pot ser negatiu o positiu, en funció de la diferència de carregues positives i negatives, depenent de si l àtom de l element perd o guanya electrons a l hora de formar un compost constituït per ions. En un compost sempre hi haurà un o més elements amb el nombre d oxidació negatiu, i un o més amb el nombre d oxidació positiu. Un element pot tenir diferents nombres d oxidació, ja que pot fer diferents compostos diferents els uns dels altres. 3.2.2- Regles d assignació Existeix un seguit de normes lògiques que ajuden a determinar els nombres d oxidació d un element en concret. -El nombre d oxidació de tots els àtoms no iònics d un element sense combinar és 0. Això es deu a que els àtoms seran neutres. 24

-El nombre d oxidació d un ió lliure serà igual a la càrrega d aquest ió, ja que en teoria aquest ió es combinarà, i tindrà igualment aquesta carrega elèctrica, cosa que determina el seu nombre d oxidació. -En les molècules d enllaç covalent, el nombre d oxidació dels àtoms d elements serà 0. Això és així perquè els àtoms que la formen tenen les càrregues elèctriques compensades, de manera que el nombre d oxidació és nul. -La suma dels nombres d oxidació dels àtoms que formen una molècula és sempre 0. Això passa perquè els electrons que cedeix un o més àtoms de la molècula, els reben un o més àtoms de la mateixa. Així que, com es pot veure, hi haurà igualment el mateix nombre d electrons que de protons a la molècula, fent que sigui neutra. Dit d una altra manera, els electrons que no tenen un o més àtoms perquè els han cedit, els tindran altres àtoms de la mateixa molècula que els hauran rebut, de manera que, sumant les càrregues de cada àtom de la molècula(nombres d oxidació), donarà igualment 0. -En una molècula, entre els àtoms que comparteixen l electró, el més electronegatiu rebrà l electró, mentre que el menys electronegatiu el cedirà, de manera que el que rep l electró tindrà el nombre d oxidació negatiu, i el que el cedeix tindrà el nombre d oxidació positiu. 3.2.3- Nombres d oxidació en els elements Cada element té diferents nombres d oxidació dels altres. El nombre d oxidació d un element depèn, en gran, part de la configuració electrònica dels àtoms de l element, així com moltes altres propietats. Per tant, podem dir que la càrrega d un element en un compost depèn de la disposició dels electrons en els seus respectius àtoms. Els principals nombres d oxidació dels no metalls són els següents: Elements no metàl lics Nombres d'oxidació positius Nombres d'oxidació negatius H 1-1 B 3-3 C, Si 2, 4-4 25

Elements no metàl lics Nombres d'oxidació positius Nombres d'oxidació negatius N 1, 2, 3, 4, 5-3 P 1, 3, 5-3 As 3, 5-3 O -2 S, Se, Te 2, 4, 6-2 F -1 Cl, Br, I 1, 3, 5, 7-1 Els principals nombres d oxidació dels metalls són els següents: Elements metàl lics Nombres d'oxidació positius Nombres d'oxidació negatius Na, K, Rb, Cs, Fr 1 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 2 Al 3 Ga, In, Tl 1, 3 Ge, Sn, Pb 2, 4 Sb, Bi 3, 5-3 Po 2, 4, 6-2 Cr 2, 3, 6 Mn 2, 3, 4, 6, 7 Fe, Co, Ni, Pt 2, 3 Cu, Hg 1, 2 Ag 1 Au 1, 3 Zn, Cd 2 26

Com ja hem dit, els diferents nombres d oxidació tenen una explicació lògica, que és la distribució dels electrons en els àtom d un element en concret. A continuació, hi ha l explicació dels nombres d oxidació més usuals en els elements: -Hidrogen (H): +1 i -1. Sol ser +1, ja que, al perdre un electró, compleix la regla de l octet. Tot i així, en hidrurs metàl lics, el seu nombre d oxidació és -1, ja que és més electronegatiu que els metalls, i on també compleix la regla de l octet. -Elements del grup 1: +1. La configuració electrònica d aquests elements acaba en ns 1, de manera que l últim orbital que omplen està omplert només amb un electró, que tendeixen a perdre l, ja que així compleixen la regla de l octet. -Elements del grup 2: +2. La seva configuració electrònica acaba en ns 2, de manera que l últim orbital que ocupen està omplert per 2 electrons, de manera que tendeixen a perdre ls, ja que així compliran la regla de l octet, i aquest últim orbital estarà desocupat. -Elements del grup 13: +3. Les configuracions electròniques d aquests elements acaben en ns 2...np 1. Tots els elements tenen aquest nombre d oxidació ja que tendeixen a perdre els 3 electrons més externs, i així complir la regla de l octet. A més a més, el bor també pot tenir nombre d oxidació -3, ja que tendeix a guanyar 3 electrons pel fet de que és bastant electronegatiu. Altres elements d aquest grup amb més massa atòmica, com el tal li, el indi i fins i tot el gal li, també poden tenir nombre d oxidació +1. Això es deu a que poden perdre un electró, ja que l últim electró té una energia d ionització relativament baixa, de manera que, amb un element més electronegatiu, el podria perdre fàcilment. -Elements del grup 14: La seva configuració electrònica acaba en ns 2...np 2. En aquests elements el nombre d oxidació varia una mica. En el carboni i el silici, els nombres d oxidació poden ser +2 i +4, tot i que el més freqüent és el +4, ja que així compleixen la regla de l octet. Aquests dos també tenen el -4, ja que guanyant 4 electrons també compleixen la regla de l octet. Tot i així, el germani, l estany i el plom tenen com a nombres d oxidació +2 i +4, però és més freqüent el +2 -Elements del grup 15: El final de la configuració electrònica d aquests elements és ns 2...np 3. Tots tenen com a nombre d oxidació -3 i +5, ja que, de les dues 27

maneres aconsegueixen complir la regla de l octet. Aconseguint 3 electrons (-3), omplen l orbital per a complir la regla de l octet, i perdent els 5 electrons de l últim orbital (+5), compleixen la regla de l octet amb els orbitals de menys energia. El nitrogen també té com a nombre d oxidació +1, +2, +3 i +4, i el fòsfor +1 i +3, i, perdent aquests electrons, aconsegueixen una configuració relativament estable. -Elements del grup 16: La configuració electrònica d aquests elements acaba en ns 2...np 4. Tots tenen com a nombre d oxidació -2, ja que són bastant electronegatius tots, especialment l oxigen i el sofre, i, a més a més, guanyant dos electrons aconsegueixen complir la regla de l octet. En el cas del sofre, el seleni i el tel luri, els nombres d oxidació també poden ser +2, +4 i +6. Amb +6, significa que perden els 6 electrons de l últim orbital, és a dir, buida completament l últim orbital i compleixen la regla de l octet amb orbitals de menys energia. Amb els nombres d oxidació +2 i +4 significa que perden 2 i 4 electrons respectivament, i aconsegueixen una configuració electrònica bastant estable. -Elements del grup 17: La seva configuració electrònica acaba en ns 2...np 5. Tots tenen el nombre d oxidació -1, ja que són molt electronegatius. El fluor, al ser l element més electronegatiu de tots, només té aquest nombre d oxidació, ja que és el que tendeix més a captar electrons exteriors a l àtom, i, al guanyar-ne un, ja compleix la regla de l octet. El clor, el brom i el iode, a més a més, també tenen com a nombres d oxidació +1, +3, +5 i +7. El nombre d oxidació +7 es deu a que a l últim nivell hi tenen 7 electrons, de manera que, si els perden, també compleixen la regla de l octet. Els altres nombres d oxidació es donen perquè, tal com ja hem dit que passa amb alguns elements del grup 16, perden electrons per a obtenir una configuració electrònica que també és bastant estable. -Gasos nobles: Aquests elements tenen com a nombre d oxidació 0, perquè es caracteritzen per complir la regla de l octet (la seva configuració electrònica acaba en np 2...np 6 ), de manera que no es combinen amb cap element. -Metalls de transició: en el cas dels metalls de transició és més complicat poder determinar el seu nombre d oxidació. Els metalls de transició presenten, normalment, un rang més ampli de nombres d oxidació que els altres grups. Per exemple, el manganès presenta nombres d oxidació entre el -3 i el 7, uns més comuns que d altres. En els elements del grup 1, la diferència d energia d ionització 28

entre el primer electró, que és relativament baixa, i la del segon electró és realment gran, fent que sigui fàcil l extracció del primer electró, però difícil la del segon, de manera que només tendeixen a perdre un electró. Passa el mateix amb els del grup 2, que la diferència de potencial entre el segon electró i el tercer és molt alta. En canvi, en els metalls de transició, els electrons més externs, que són els que es troben en d i s, estan molt a prop en quant a energia, de manera que la diferència d energia d ionització d aquests electrons és baixa. A més a més, l orbital d, al no estar completa, l orbital s tendeix a cedir-li un electró, quedant, per exemple, de ns 2 (n-1)d 4 a ns 1 (n-1)d 5. Encara que no es poden definir completament els seus nombres d oxidació, es sap que el màxim nombre d oxidació dels metalls de transició va augmentant a mesura s avança cap a la dreta de la taula fins el manganès, i, a partir d aquest, torna a disminuir. 3.4- AJUSTAMENT DE REACCIONS REDOX Així com en les equacions de qualsevol reacció cal fer un balanç de masses entre reactius i productes, per assegurar-se que hi ha el mateix nombre d àtoms de cada element tant al principi com al final de la reacció, en les reaccions d oxidació-reducció, a més a més d aquest balanç de masses, cal fer un balanç de càrregues, de manera que el nombre d electrons cedits en l oxidació sigui igual al nombre d electrons guanyats en la reducció. Existeixen diferents mètodes d ajustatge d aquestes reaccions, tot i que el més utilitzat és el mètode de l ió electró. Aquest mètode consisteix en diferents passos que cal seguir: 1.-S escriu l equació en forma iònica, tenint en compte que només es dissocien els àcids, les sals i els hidròxids. 2.-Es determinen els nombres d oxidació de tots els àtoms. 3.-S identifiquen els àtoms que canvien el nombre d oxidació i es busquen les semireaccions d oxidació i de reducció, escrivint cadascuna per separat. 4.-S igualen els àtoms dels elements que s oxiden i es redueixen, a les semireaccions. 5.-S iguala el nombre d àtoms d oxigen, afegint-hi molècules d aigua. 6.-S iguala el nombre d àtoms d hidrogen, afegint-hi ions H +. 29

7.-S igualen les càrregues de cada semireacció afegint-hi electrons. S iguala el nombre d electrons intercanviats en les dues reaccions. 8.-Es sumen les dues semireaccions, donant com a resultat una equació de la reacció redox en ions, ajustada. 9.-Finalment, s acaba posant la reacció ajustada en forma molecular. Es possible que hi hagin diferents àtoms d un mateix element en un mateix moment de la reacció, però que es troben en compostos diferents. En aquest cas, en la equació iònica estaran junts, però per passar-la a molecular, caldrà tenir en compte que alguns s han de separar. Un exemple d aquest mètode seria en el cas de la reacció: HNO 3 + HI NO + I 2 + H 2 O. En aquesta reacció i seguint els passos indicats anteriorment, la seva igualació seria la següent: 1.-Separació iònica: H + + NO - 3 + H + + I - NO + I 2 + H 2 O 2.-Identificació dels nombres d oxidació: H + (+1) + NO - 3 (-1) + H + (+1) + I - (-1) NO(0) + I 2 (0) + H 2 O(0) 3.-Semireacció d oxidació: I - (-1) I 2(0) Semireacció de reducció: N (+5) O 3 N (+2) O 4.-Semireacció d oxidació: 2I - I 2 Semireacció de reducció: NO 3 NO 5.-Semireacció de reducció: NO 3 NO + 2H 2 O 6.-Semireacció de reducció: NO 3 + 4H + NO + 2H 2 O 7.-Semireacció d oxidació: 2I - I 2 + 2e - Semireacció de reducció: NO 3 + 4H + + 3e - NO + 2H 2 O 8.-Semireacció d oxidació: 3 (2I - I 2 + 2e - ) Semireacció de reducció: 2 (NO 3 + 4H + + 3e - NO + 2H 2 O) 9.-Equació iònica igualada: 6I - + 2NO 3 + 4H + + 6e - 3I 2 + 2NO + 4H 2 O + 6e - 10.-Equació molecular igualada: 2HNO 3 + 6HI 2NO + 3I 2 + 4H 2 O 30