Naturaleza de las transiciones electrónicas y contexto histórico
La formación de enlaces iónicos y polares siempre se debe a la diferencia en la electronegatividad de los átomos que interactúan. La densidad electrónica se redistribuye: algunos átomos reciben un exceso de electrones y adquieren carga negativa, mientras que otros experimentan un déficit y adquieren carga positiva. Un claro ejemplo es la síntesis de cloruro de sodio a partir de sustancias simples. La electronegatividad del sodio es de tan solo $0,9$ y la del cloro es $3,0$. El electrón de valencia del subnivel $3s$ del sodio pasa al subnivel $3p$ del cloro. El sodio se oxida al perder un electrón y el cloro se reduce. Estos cambios se registran en los esquemas de balance electrónico.
Los términos en sí llegaron a la química desde la metalurgia. Originalmente, la oxidación se definía como la combinación de un metal puro con oxígeno (lo que iba acompañado de la pérdida de electrones), y la reducción como la obtención del metal original a partir de su óxido (con la aceptación de electrones). Más tarde, estos conceptos se ampliaron para abarcar absolutamente cualquier proceso con ganancia y pérdida de electrones.
Cargas formales y parciales
En los compuestos moleculares, a diferencia de los cristales iónicos, el desplazamiento de los electrones de enlace es pequeño. Estos simplemente pasan más tiempo cerca del átomo más electronegativo, creando cargas parciales (denotadas como $+\delta$ y $-\delta$). Por ejemplo, en la molécula de cloruro de hidrógeno ($HCl$), la carga real del átomo de cloro es de $-0,17$ y la del hidrógeno es de $+0,17$ (esto es aproximadamente el 17% de la carga completa de un electrón).
Sin embargo, para mayor comodidad en el análisis de las reacciones, se ignoran los valores verdaderos de las cargas parciales. En su lugar, se utiliza el estado de oxidación (EO), una carga formal convencional calculada bajo el supuesto de que todos los enlaces en la sustancia son absolutamente iónicos. El estado de oxidación indica el número de electrones transferidos formalmente al elemento más electronegativo (en cuyo caso el EO es positivo) o aceptados del menos electronegativo (el EO es negativo).
Diferencias con otras reacciones y relación con la valencia
Es sumamente importante distinguir las reacciones redox de las interacciones ácido-base. En las reacciones de ácidos y bases también ocurre una transferencia de un par de electrones del dador al aceptor. No obstante, el átomo dador posee una mayor electronegatividad, por lo que el par de electrones transferido sigue perteneciendo en más de la mitad a dicho átomo. Como resultado, el estado de oxidación de los elementos en estas reacciones no cambia.
En cuanto a su valor absoluto, el estado de oxidación suele coincidir con la valencia, pero existen excepciones. Si un átomo está enlazado simultáneamente a vecinos más y menos electronegativos, o si hay enlaces entre átomos idénticos, los valores pueden diferir. Por ejemplo, en el disulfuro de potasio ($K_2S_2$) existe un enlace entre átomos de azufre ($S-S$). El azufre aquí es divalente, pero su estado de oxidación es igual a $-1$, ya que el enlace entre elementos idénticos no lo afecta.
Reglas para el cálculo del estado de oxidación
Para calcular los estados de oxidación en sustancias complejas se aplica un algoritmo estricto y valores constantes para una serie de elementos:
- En las sustancias simples (donde los enlaces se dan entre átomos idénticos), el EO es siempre igual a 0.
- El flúor ($F$) tiene un EO de -1 en todos sus compuestos. Otros halógenos ($Cl$, $Br$, $I$) también suelen presentar un EO de -1, a menos que estén enlazados al oxígeno.
- El oxígeno ($O$) presenta casi siempre un EO de -2. Las excepciones son los peróxidos con un enlace $–O–O–$ (el EO es -1), el fluoruro de oxígeno $OF_2$ (el EO es +2) y los superóxidos.
- El hidrógeno ($H$) combinado con la mayoría de los no metales presenta un EO de +1 (excepto con el silicio), y con los metales y el silicio presenta un EO de -1.
- Los metales del grupo IA tienen un EO de +1, los elementos del grupo IIA y el cinc de +2, y el aluminio de +3.
En cualquier partícula poliatómica, la suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos es siempre exactamente igual a la carga neta de dicha partícula (por ejemplo, en el ion monoatómico $Cr^{3+}$, el estado de oxidación del cromo es igual a $+3$).
Potenciales redox e importancia práctica
La fuerza de diversos oxidantes y reductores se puede comparar mediante tablas de potenciales estándar de electrodo ($E^\circ$, medidos en voltios), pero únicamente bajo la condición de un medio estrictamente idéntico. Por ejemplo, en medio ácido, el oxidante más fuerte de la lista estándar es el flúor gaseoso ($F_2$, con un potencial de $+2,866$ V), mientras que el electrodo estándar de hidrógeno ($H^+$) se toma como el punto de referencia cero.
En la naturaleza y en la tecnología, estos procesos tienen una importancia fundamental. La metalurgia, la combustión de combustibles para la obtención de energía y la síntesis de sustancias orgánicas e inorgánicas se basan en la transferencia de electrones. En la fisiología de plantas y animales superiores, el oxidante más importante es el oxígeno, el cual asegura el proceso de respiración que transcurre con la liberación de energía necesaria para la vida (un proceso exotérmico).
En resumen: respuestas a preguntas sobre el tema
¿En qué casos los halógenos (cloro, bromo, yodo) presentan un estado de oxidación diferente de -1?
Los halógenos (cloro, bromo, yodo) presentan un estado de oxidación diferente de -1 en sustancias simples y en compuestos que contienen oxígeno.
- Sustancias simples: el estado de oxidación de los átomos es igual a 0 (por ejemplo, $Cl_2$, $Br_2$, $I_2$).
- Compuestos oxigenados: los halógenos muestran estados de oxidación positivos. Por ejemplo, en el ácido hipocloroso ($HClO$), el estado de oxidación del cloro es +1, y en los cloratos (como el $NaClO_3$) alcanza el valor de +5.
¿Qué coenzimas participan en las reacciones redox del organismo?
En las reacciones de oxidación-reducción del organismo participan coenzimas que funcionan conjuntamente con enzimas de la clase de las oxidorreductasas.
- Nicotinamida adenina dinucleótido (NAD⁺) es la coenzima de las deshidrogenasas anaeróbicas.
- Nicotinamida adenina dinucleótido fosfato (NADP⁺) es la coenzima de las deshidrogenasas del ciclo de las pentosas y de las reductasas en la síntesis de lípidos.
- Flavina adenina dinucleótido (FAD) es la coenzima de las deshidrogenasas aeróbicas y oxidasas.
- Flavina mononucleótido (FMN) es la coenzima de la NADH deshidrogenasa y de las oxidasas de L-aminoácidos.
- Lipoamida (Ácido lipoico): participa en la descarboxilación oxidativa de los α-cetoácidos.
- El hemo es una coenzima con contenido de hierro de la QH₂ deshidrogenasa.
¿Qué clases de enzimas catalizan las reacciones de oxidación biológica en las células?
Las reacciones de oxidación biológica en las células son catalizadas por enzimas de la clase de las oxidorreductasas.
- Deshidrogenasas: llevan a cabo la eliminación de átomos de hidrógeno del sustrato. Se dividen en aeróbicas (cuyo aceptor es el oxígeno) y anaeróbicas (cuyo aceptor no es el oxígeno).
- Oxidasas: catalizan reacciones de oxidación-reducción (por ejemplo, la xantina oxidasa).
- Peroxidasas: participan en procesos de oxidación-reducción.
- Oxigenasas (mono- y dioxigenasas): aseguran la oxidación microsomal y la hidroxilación (por ejemplo, el citocromo P450).
¿Cómo afecta el pH del medio a los productos de reducción del permanganato de potasio?
Los productos de reducción del permanganato de potasio ($KMnO_4$) dependen de la naturaleza del medio y de la concentración de iones hidrógeno.
- Medio ácido: una alta concentración de $H^+$ favorece la liberación del manganeso del oxígeno y la formación de $Mn^{2+}$, por ejemplo en forma de $MnSO_4$.
El agente oxidante acepta electrones (su estado de oxidación disminuye), mientras que el agente reductor dona electrones (su estado de oxidación aumenta).
Preguntas de clases y exámenes
¿En qué se diferencian las reacciones redox de las reacciones ácido-base?
En las reacciones redox siempre cambia el estado de oxidación de los átomos debido a la transferencia de electrones. En las reacciones ácido-base, al transferirse un par de electrones del dador al aceptor, los estados de oxidación permanecen inalterados.
¿Es la valencia numéricamente igual al estado de oxidación siempre?
No, pueden no coincidir. Por ejemplo, en el disulfuro de potasio el azufre es divalente, pero su estado de oxidación es igual a -1, debido a que no le afecta el enlace entre átomos de azufre idénticos.
¿Cuál es el estado de oxidación del oxígeno en los compuestos?
Por lo general es -2. Las excepciones son los peróxidos (-1), los superóxidos y el fluoruro de oxígeno (+2).
Qué más repasar sobre el tema
- Elaboración de esquemas de balance electrónico
- Cálculo del estado de oxidación en aniones complejos de residuos ácidos
- Influencia del medio ácido y alcalino en la fuerza de los pares redox
- Particularidades de los estados de oxidación en peróxidos y superóxidos
- Tabla de potenciales estándar de electrodo
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Otros temas de la sección «Capítulo 7. Clasificación de las reacciones químicas según los procesos electrónicos»
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