Se conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con otro elemento), puede ser atómico como el metal (Al) , diatómico como los gases o halógenos (O2) y poliatómicos (S6) .
Como los elementos puros no están combinados se dicen que no tienen valencia, por lo que se creó el concepto "número de oxidación" , que para los átomos de los elementos tiene el valor de cero (0) .
Es decir cuando se trata de una reacción de Redox, el número de oxidación de los átomos de los compuestos equivale a su valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen número de oxidación cero, por ejemplo :
Na + H2O ® NaOH + H2
Na0 + H+12O-2 ® Na+1O-2H+1 + H02
Reacción Redox Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambia al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabras REDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce.
Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen.
Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan.
Para la reacción anterior : Na0 ® Na+1 Oxidación
H+12 ® H02 Reducción
Para expresar ambos procesos, se utilizan hemirreacciones donde se escriben las especies cambiantes y sobre las flechas se indica el número de electrones ganados y/o perdidos.
BALANCEO REDOX
Las reglas para el balanceo redox (para aplicar este método, usaremos como ejemplo la siguiente reacción) son:
K2Cr2O7 + H2O + S ® SO2 + KOH + Cr2O3
1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian. K+12Cr+62O-27 + H+12O-2 + S0 ® S+4O-22 + K+1O-2H+1 + Cr+32O-23
2. Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción, cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la hemirreacción (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) y si es necesario, balancear los átomos (en este caso hay dos átomos de cromo y uno de azufre en ambos lados "se encuentran ajustados", en caso de no ser así se colocan coeficientes para balancear las hemirreacciones) y finalmente indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones).
| +6 e | |||
| Cr+62 | ® | Cr+32 | Reducción |
| - 4e | |||
| S0 | ® | S+4 | Oxidación |
3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos. Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las hemirreacciones por el número de electrones ganados o perdidos de la hemirreacción contraria (o por sus mínimo común denominador).
| +6 e | ||||
| 2 [ | Cr+62 | ® | Cr+32 | ] |
| - 4e | ||||
| 3 [ | S0 | ® | S+4 | ] |
| +12 e | ||||
| 2 | Cr+62 | ® | 2Cr+32 | |
| - 12e | ||||
| 3 | S0 | ® | 3 S+4 |
4. Hacer una sumatoria de las hemirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes.
| 3 S0 + 2Cr+62 | ® | 3 S+4 + 2Cr+32 |
2K2Cr2O7 + H2O + 3S ® 3SO2 + KOH + 2Cr2O3
5. Terminar de balancear por tanteo.
2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S ® 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3
