La Oxidación y la Reduccion

Reacción de oxidación-reducción, también llamada reacción redox, cualquier reacción química en la que cambia el número de oxidación de una especie química participante.

En la práctica, muchas reacciones químicas pueden llevarse a cabo en cualquier dirección, dependiendo de las condiciones. La dirección espontánea predicha para una reacción redox particular por potenciales de media célula es apropiada para un conjunto estándar de condiciones de reacción.

Específicamente, se supone que la temperatura es de 25° C con reactivos a concentraciones especificadas. Los gases están presentes a una presión atmosférica y se disuelven a un mol por litro (un peso molecular en gramos disueltos en un litro de solución) de concentración (1M).

Se supone que los sólidos están en contacto con la solución de reacción en sus formas estables normales, y siempre se considera que el agua está presente como disolvente. Muchos problemas prácticos pueden resolverse directamente con potenciales de reducción estándar.oxidacion y reduccion

Sin embargo, la utilidad de los potenciales de reducción se amplía considerablemente mediante una relación termodinámica conocida como la ecuación de Nernst, que permite calcular los cambios en los potenciales de media célula que se producirán por desviaciones de las condiciones de concentración estándar.

En la reacción entre el metal de zinc y el ión cobre(II), las condiciones estándar para el metal de zinc y cobre requieren simplemente que ambos sólidos estén presentes en contacto con la solución; los valores de E° no se ven afectados por las cantidades totales o proporcionales de los dos metales.

El cálculo de que la reacción general es espontánea en +1,10 voltios se basa en concentraciones estándar de un mol por litro (1M) para el ión zinc(II) acuoso (Zn2+[aq]) y el ión cobre(II) acuoso (Cu2+[aq]). Usando la ecuación de Nernst se encuentra que E° para la reacción general será de +1.10 voltios siempre y cuando ambos iones estén presentes en concentraciones iguales, independientemente del nivel de concentración.

Por otro lado, si la relación entre las concentraciones del ión zinc(II) y las del ión cobre(II) aumenta, el potencial de reducción (E°) disminuye hasta que, con una preponderancia muy alta del ión zinc, E° se convierte en 0 voltios.

En este punto, no hay una tendencia neta para que la reacción proceda espontáneamente en cualquier dirección. Si la relación entre el ión zinc(II) y el ión cobre(II) aumenta aún más, la dirección de la espontaneidad se invierte y el ión zinc oxida espontáneamente el metal de cobre.

En la práctica, estas altas proporciones de concentración de iones de zinc(II) a cobre(II) son inalcanzables, lo que significa que la reacción sólo puede llevarse a cabo espontáneamente con iones de zinc metal oxidantes de cobre(II). Muchas reacciones con valores de E° inferiores a +1,10 voltios en condiciones estándar pueden llevarse a cabo en cualquier dirección ajustando la relación entre la concentración del producto y la del reactivo.

El punto en el que E° = 0 voltios representa un estado de equilibrio químico. Cuando las reacciones químicas están en equilibrio, las concentraciones de los reactivos no cambian con el tiempo, ya que la reacción neta no es espontánea en ninguna de las dos direcciones.

Las mediciones de potenciales de media célula combinadas con los cálculos de ecuaciones de Nernst son una técnica poderosa para determinar las condiciones de concentración que corresponden al equilibrio químico.

Ejemplos de reacciones de oxidación-reducción

El oxígeno molecular es un agente oxidante de gran importancia. Oxidará directamente todos los metales, excepto unos pocos, y la mayoría de los no metales también. A menudo estas oxidaciones directas conducen a óxidos normales, como los de litio (Li), zinc (Zn), fósforo (P) y azufre (S).

Los alimentos orgánicos se oxidan a dióxido de carbono y agua en la respiración. La estequiometría de reacción se puede ilustrar para la glucosa, un azúcar simple.

Aunque la reacción oxigeno-glucosa es lenta a temperatura ambiente fuera de la célula viva, se produce rápidamente bajo la influencia de la catálisis enzimática dentro del cuerpo. Esencialmente, todos los compuestos orgánicos reaccionan con el oxígeno bajo condiciones apropiadas, pero las tasas de reacción a temperaturas y presiones ordinarias varían enormemente.oxidacion-reduccion

Muchos otros agentes oxidantes sirven como fuentes de oxígeno-átomo. El peróxido de hidrógeno (H2O2), el ión cromato de ácido (HCrO4-) y el ácido hipocloroso (HClO) son reactivos que se utilizan a menudo en las reacciones de transferencia de átomo de oxígeno.

En las transferencias más simples de hidrógeno atómico, el hidrógeno molecular sirve como fuente de hidrógeno atómico.

Las reacciones del hidrógeno molecular son característicamente lentas a temperaturas normales. La hidrogenación de nitrógeno molecular y de olefinas como el etileno (una olefina es un compuesto de hidrocarburo insaturado; tiene al menos dos átomos de carbono adyacentes unidos por un doble enlace al que pueden unirse directamente otros átomos o grupos de átomos) es un proceso de extraordinaria importancia comercial y requiere que los catalizadores se produzcan a velocidades útiles.

La transferencia del átomo de hidrógeno de una molécula orgánica a un receptor adecuado es un modo común de oxidación orgánica. La oxidación del ácido fórmico por permanganato y la del etanol por cromato ácido comparten estequiometría que presenta pérdida de átomo de hidrógeno por la especie orgánica.

Los agentes oxidantes permanganato y cromato ácido, típicos de muchos aceptadores de átomos de hidrógeno, experimentan cambios complicados en lugar de una simple adición de átomos de hidrógeno.

La estequiometría por transferencia electrónica suele asociarse con iones metálicos en solución acuosa.

Se ha demostrado que muchos iones metálicos cargados positivamente se unen a las moléculas de agua, de modo que su reacción de transferencia de electrones se produce entre grupos moleculares bastante complejos.

Las fórmulas de iones de hierro anteriores, por ejemplo, se escriben mejor como [Fe(H2O)6]2+ y[Fe(H2O)6]3+  para reflejar la presencia de seis moléculas de agua unidas al ión metal. La simple transferencia de electrones entre iones libres sólo se conoce en la fase gaseosa.

Varios otros tipos de reacciones redox no caen en las categorías de oxígeno-átomo, hidrogenoátomo o transferencia de electrones. Entre ellas se encuentran las reacciones de flúor, cloro, bromo y yodo. Estos cuatro elementos, conocidos como halógenos, forman moléculas diatómicas, que son agentes oxidantes versátiles.

Tales reacciones a menudo se califican como procesos redox sólo en el sentido amplio de que se producen cambios en el estado de oxidación. La caracterización del estado de oxidación extiende la química de oxidación-reducción para incluir ejemplos de las reacciones de todos los elementos químicos.

Referencias

 

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