Reacciones redox

Reacciones de oxidación-reducción: conceptos clave

Estado de oxidación

El estado de oxidación de un elemento químico es la carga hipotética que podría acumularse en un átomo de un elemento particular contenido en un compuesto químico si todos los enlaces químicos de este compuesto fueran iónicos. En la práctica, esta situación no siempre ocurre (descomposición de un compuesto en cationes y aniones individuales), por lo que el estado de oxidación debe tratarse como un concepto convencional. El estado de oxidación es igual a la carga de un ion particular, por lo que toma valores positivos o negativos. Se indica mediante un número romano colocado después del símbolo de un elemento químico. Los elementos en diferentes estados de oxidación tienen diferentes propiedades de oxidación-reducción.

Oxidación

Durante la oxidación (deselectronación), el reductor aumenta su estado de oxidación, es decir, cede electrones al oxidante. Ni la oxidación ni la reducción pueden proceder de forma independiente porque los electrones donados por una entidad química deben ser aceptados inmediatamente por la otra para que tenga lugar la reacción opuesta.

Reducción

Durante la reducción (electronación), el oxidante baja su estado de oxidación aceptando electrones, es decir, la reducción consiste en tomar electrones. Los elementos químicos que hacen esto se llaman oxidantes.

Reacción de desproporción (dismutación)

La reacción de desproporción es uno de los tipos de reacciones redox. En la literatura también se puede encontrar el término: reacción de dismutación. Su rasgo característico es que durante el curso de una reacción redox, el mismo elemento se oxida y se reduce simultáneamente. Para que se produzca una desproporción, el elemento en cuestión debe tener al menos tres estados de oxidación diferentes. Si se cumple esta condición, el compuesto que se encuentra en el estado de oxidación intermedio es mucho menos estable en comparación con los otros dos estados. Las reacciones de desproporción se desarrollan espontáneamente. Átomos como el azufre, el nitrógeno, el fósforo o el manganeso son susceptibles a este tipo de reacción redox.

Reacción de sinproporción

La reacción de sinproporción, al igual que la desproporción, también es un tipo de reacción redox. Este proceso ocurre cuando dos compuestos químicos diferentes que contienen el mismo elemento en diferentes estados de oxidación reaccionan entre sí. Como resultado de la reacción de oxidación-reducción se forma otro compuesto que contiene ese elemento en un nuevo estado de oxidación.

equilibrio electrónico

En cada reacción de oxidación-reducción que tiene lugar se intercambia la misma cantidad de electrones. Si en un proceso particular, el reductor dona, por ejemplo, dos electrones, el otro del par, el oxidante, también aceptará dos electrones en su capa electrónica. Esta situación se denomina equilibrio electrónico de la reacción. Para una reacción redox completa, este equilibrio debería ser cero.

¿Cómo ocurren las reacciones redox?

La base de cualquier reacción redox es la oxidación y la reducción. Teniendo esto en cuenta, cualquier proceso puede escribirse utilizando las llamadas semiecuaciones, en las que sólo se especifican los átomos que donan o aceptan electrones. Por lo tanto, toda la reacción redox consiste, en cierto modo, en dar y tomar electrones. Sólo aquellos elementos que se encuentran en más de un estado de oxidación en los compuestos químicos pueden hacerlo. Conocer sus estados en entidades químicas individuales es esencial para escribir y equilibrar correctamente las reacciones redox. Al equilibrar electrones, además de escribir correctamente las semiecuaciones, se deben indicar las reacciones de oxidación y reducción, así como el oxidante y el reductor, respectivamente. Los oxidantes más comúnmente incluyen elementos altamente electronegativos (grupos 16 y 17 de la tabla periódica ), iones metálicos en estados de oxidación superiores, iones de metales nobles y ácidos oxidantes (por ejemplo , ácido nítrico (V) , ácido sulfúrico (VI) y sus mezclas con otros no -ácidos oxidantes). Los oxidantes más comunes son compuestos como KMnO ₄ , K ₂ Cr ₂ O ₇ , KClO ₃ o K ₂ S ₂ O ₈ . Los reductores, en cambio, son elementos electropositivos (normalmente de los grupos 1 y 2 de la tabla periódica), metales en estado de oxidación cero, hidrógeno molecular, carbono, monóxido de carbono y aniones de ácidos inorgánicos. Los reductores más populares son: Na, Mg, Fe ²⁺ , Cl ^– , Br ^– , SCN ^– . La fórmula de la reacción redox indica además el número de electrones intercambiados en el proceso. El desarrollo de este intercambio electrónico está determinado por el potencial redox de los reactivos implicados. En otras palabras, se le puede llamar potencial de media celda o potencial de electrones. Por definición, cuanto mayor sea la diferencia de potencial en el sistema, mayor será la fuerza impulsora de toda la reacción de oxidación-reducción.

¿Se pueden observar reacciones redox en la vida diaria?

Puede parecer que las reacciones redox aparecen sólo en las páginas de los libros de texto escolares y en las lecciones de química. Sin embargo, nada podría estar más lejos de eso. Este tipo de reacciones nos acompañan todos los días. Vale la pena aprender más sobre ellos para observar con mayor comprensión los procesos y el entorno que nos rodea. Los siguientes son ejemplos de reacciones redox cotidianas que seguramente todos hemos encontrado:

• Corrosión de metales – es el proceso de deterioro más común de los metales y sus aleaciones. Resulta del contacto de la superficie del material en cuestión con el medio ambiente y las condiciones atmosféricas. En cuanto a los mecanismos de los procesos de corrosión, el más común es la corrosión electroquímica, que ocurre en un ambiente de electrolitos, en gases húmedos o en suelos con altos niveles de humedad. En el lugar donde se produce la corrosión se forma la llamada celda de corrosión, en la que tienen lugar reacciones de oxidación-reducción de los electrodos. El deterioro del metal siempre ocurre en la zona anódica. Allí los electrones son donados por el metal, que se oxida y pasa en forma de iones a la solución electrolítica. Las cargas liberadas migran al cátodo. Allí se combinan con iones o átomos que tienen la capacidad de aceptar electrones. En la mayoría de los casos se trata de átomos de oxígeno del aire (en el cátodo, se reducirán a iones de hidróxido) o iones de hidrógeno (se reducirán a hidrógeno molecular). En el cátodo pueden tener lugar uno o ambos procesos al mismo tiempo.
• La fotosíntesis es un proceso que nos acompaña todos los días. Durante la fotosíntesis, las células convierten el dióxido de carbono y el agua atmosféricos en glucosa y oxígeno mediante el uso de energía solar. Como muchos procesos bioquímicos que ocurren en los organismos vivos, la fotosíntesis también implica cambiar los estados de oxidación de los elementos que forman los reactivos. En esta reacción redox, el átomo de oxígeno de la molécula de agua se oxida a oxígeno molecular. Por tanto, la molécula de agua es la donadora de electrones o la reductora. El aceptor de la carga resultante, u oxidante, es el dióxido de carbono. Sus átomos de carbono constituyentes en el cuarto estado de oxidación se reducen al estado de oxidación cero.
• Celdas galvánicas – Las celdas son disposiciones de dos electrodos, sumergidos en el mismo electrolito (o en diferentes electrolitos), que están conectados entre sí mediante un circuito externo. Cada electrodo sumergido en su propio electrolito (semicelda) presenta un potencial determinado. La diferencia de potencial resultante, es decir, el flujo de corriente (electrones), es causada por reacciones de oxidación-reducción. En cada electrodo se llevan a cabo semiprocesos. En el ánodo, como resultado de la reacción de oxidación, se donan electrones, que luego son aceptados en el segundo electrodo, el cátodo, en la reacción de reducción. Los dispositivos más comunes que utilizan células galvánicas son las baterías, que son una fuente de energía para los automóviles, por ejemplo. El plomo-ácido más común se compone de dos electrodos. Uno es plomo puro y el otro está recubierto con óxido de plomo (IV). Ambos están sumergidos en ácido sulfúrico (VI) al 37%. Permite un libre intercambio de electrones entre el cátodo y el ánodo. Durante el funcionamiento de la batería, comienzan a tener lugar reacciones de oxidación-reducción. En este caso, el ánodo es el electrodo de plomo. El plomo comienza a oxidarse y pasa del estado de oxidación cero hasta el segundo estado de oxidación. Al mismo tiempo se liberan dos electrones que migran al cátodo a través del electrolito. Allí comienza el proceso de reducción del plomo desde el cuarto estado de oxidación al plomo (II), es decir, el óxido de plomo (IV) se transforma en sulfato de plomo (II). En el caso de una batería, la reacción redox es una fuente de energía que puede utilizarse para alimentar varios dispositivos.