definición de transferencias

Transferencia de electrones

De esta nueva definición se deduce inmediatamente que no puede haber procesos de oxidación o de reducción aislados, porque si una especie química pierde electrones, otra debe ganarlos. Esto es lo que ocurre en los ejemplos anteriores: tanto el oxígeno como el halógeno ganan electrones (los cedidos por el metal) y se transforman en su respectivos aniones.

Por tanto, todo proceso de oxidación va unido necesariamente a otro de reducción. Se ha de hablar, pues, de reacciones de oxidación-reducción, de reacciones redox. En ellas hay una transferencia de electrones desde la sustancia que se oxida, perdiendo electrones, a la que se reduce, ganándolos.

Muchas veces es difícil deducir si una reacción es redox, especialmente cuando intervienen compuestos con enlaces covalentes. Por ejemplo, fíjate en la reacción Si + 2 Cl₂ →SiCl₄. No hay ni pérdida ni ganancia de electrones, puesto que se forman enlaces covalentes. Sin embargo los enlaces son polares, al ser un átomo mas electronegativo que otro, y por tanto hay una ganancia parcial de electrones por parte del elemento más electronegativo, a costa de una pérdida parcial por parte del elemento más electropositivo.

Para resolver el problema de qué átomos ganan o pierden electrones (total o parcialmente) se utilizan los llamados números de oxidación.

CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

OXIDACIÓN
La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el Sodio metálico (con número de oxidación cero), se puede convertir en el ion sodio (con carga de 1+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente:

Na(0) ---> Na (1+) + 1e-

En resumen:
Oxidación = Pérdida de electrones = Aumento del número de oxidación

REDUCCIÓN
La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultaneameante disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con
número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación
y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:

1e- + Cl (0) ----> Cl (1-)

En resumen:
Reducción = Ganancia de electrones = Disminución del número de oxidación
Para más facilidad se puede construir una escala numérica del número de
oxidación y seguir el cambio electrónico del proceso redox por el aumento o
disminución del número de oxidación:
oxidación

Reglas para asignar el número de oxidación

• El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.
• El número de oxidación de las especies cónicas mono-atómicas coincide con la carga del ion.
• El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidrous  metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH
• 3, LiH)
• El número de oxidación del oxigeno  combinado es –2, excepto en los peróxido, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na
  2O
  2, H
  2O
  2).
• El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.
• El número de oxidación de los halogeno en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre  en su hidrácido y respectivas sales es –2.
• El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.