Las reacciones de oxidación–reducción, también conocidas como reacciones redox, constituyen eventos químicos caracterizados por la transferencia de electrones entre diversas especies químicas, ya sean átomos, iones o moléculas involucradas en el proceso. Estas reacciones redox son omnipresentes en nuestro entorno, manifestándose continuamente en eventos como la combustión de combustibles, la corrosión de metales e incluso en los procesos vitales de fotosíntesis y respiración celular, donde se evidencian procesos de oxidación y reducción.

En el contexto de una reacción redox, algunas especies experimentan oxidación, que implica la pérdida de electrones, mientras que otras sufren reducción, que implica la ganancia de electrones. Para ilustrar este fenómeno, consideremos la reacción entre el hierro y el oxígeno, dando como resultado la formación de óxido, comúnmente conocido como herrumbre:

La determinación de si una reacción específica es una reacción redox puede lograrse a través de diversos métodos, incluyendo la observación visual en algunos casos. Por ejemplo, podemos identificar la oxidación del hierro como un proceso redox mediante la simple observación de la formación de iones. En este contexto:

A partir de elementos libres:

Con el propósito de identificar reacciones redox que podrían no ser evidentes a simple vista, los químicos han introducido el concepto de números de oxidación. Estos números proporcionan una manera de seguir la pista de los electrones antes y después de una reacción. El número de oxidación (o estado de oxidación) de un átomo se define como la carga imaginaria que tendría el átomo si todos los enlaces fueran completamente iónicos. La asignación de números de oxidación a los átomos en una reacción sigue las siguientes pautas:

·        Un átomo de un elemento libre posee un número de oxidación de 0.

·        Un ion monoatómico tiene un número de oxidación igual a su carga.

·        Los metales alcalinos (Grupo 1A) siempre tienen un número de oxidación de +1, y los metales alcalinotérreos (Grupo 2A) tienen un número de oxidación de +2 cuando se combinan con otros elementos.

·        El flúor tiene un número de oxidación de −1 en todos sus compuestos.

·        El hidrógeno generalmente tiene un número de oxidación de + 1 en la mayoría de los compuestos, a excepción de cuando se combina con metales.

·        El oxígeno tiene un número de oxidación de −2 en la mayoría de los compuestos, excepto en los peróxidos, donde el oxígeno tiene un número de oxidación de −1.

·        Otros halógenos tienen un número de oxidación de −1 a menos que se combinen con oxígeno o flúor.

·        La suma de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto neutro es igual a 0, mientras que la suma para todos los átomos en un ion poliatómico es igual a la carga del ion.

Es relevante señalar que los números de oxidación se escriben con el signo (+ o −) antes del número, a diferencia de las cargas de los iones, que se escriben con el signo después del número. Estas pautas proporcionan una herramienta valiosa para analizar y comprender las reacciones redox. 



Números de oxidación

Las reacciones redox, fundamentales en la química, desempeñan un papel crucial en diversos fenómenos cotidianos y procesos industriales. Este estudio se centra en tres tipos específicos de reacciones redox: la combustión, la oxidación de metales, la desproporción y el desplazamiento simple. Cada una de estas categorías exhibe propiedades distintivas y ofrece una perspectiva fascinante sobre cómo los elementos interactúan y transforman la energía en formas útiles en nuestro entorno.

  • Combustión:

Las combustiones representan reacciones químicas redox que liberan significativas cantidades de energía en forma de calor y luz. Estas reacciones, caracterizadas por ser oxidaciones rápidas, generan una gran cantidad de energía que puede ser controladamente utilizada para propulsar los motores de los automóviles. En este proceso, interviene un componente denominado comburente (que se reduce y oxida en presencia del combustible) y un elemento combustible (que se oxida y reduce al comburente). Ejemplos comunes de combustibles son la gasolina y el gas utilizado en nuestras cocinas, mientras que el comburente principal es el oxígeno gaseoso (O2).

  • Oxidación de Metales:

Las reacciones de oxidación de metales se caracterizan por ser más lentas que las combustiones. Estas reacciones describen la degradación de materiales, particularmente metales, bajo la influencia del oxígeno. Este fenómeno es ampliamente conocido y se manifiesta de manera cotidiana, especialmente en áreas costeras donde las sales ambientales aceleran (catalizan) la reacción. Por esta razón, después de llevar un automóvil a la playa, se hace necesario limpiar cualquier residuo de agua salada para prevenir la oxidación de los metales.

  • Desproporción:

Las reacciones de desproporción, también conocidas como reacciones de dismutación, involucran un solo reactivo que se oxida y reduce simultáneamente. Un ejemplo clásico es la descomposición del peróxido de hidrógeno (H2O2).

  • Desplazamiento Simple:

Las reacciones de desplazamiento simple, también denominadas "reacciones de sustitución simple", ocurren cuando dos elementos intercambian posiciones dentro de un mismo compuesto. En otras palabras, un elemento reemplaza a otro ocupando su posición exacta en la fórmula, equilibrando sus respectivas cargas eléctricas con otros átomos según sea necesario. Un ejemplo ilustrativo de este tipo de reacción es cuando un metal desplaza al hidrógeno en un ácido, formando sales, como sucede en la descomposición de las baterías de dispositivos electrónicos.