Desproporción
¿Ha trabajado alguna vez con un dispositivo de pantalla táctil? Quizás estés estudiando esta lección usando uno. Una pantalla táctil tiene dos propósitos: se puede utilizar tanto para ingresar datos como para obtener simultáneamente pantallas de salida. ¿Cómo se aplica eso a la desproporción?
Las reacciones redox implican la reducción de un reactivo y la oxidación de otro reactivo; así, una sustancia se reduce mientras que otra sustancia se oxida. Sin embargo, al igual que las pantallas táctiles que tienen un doble propósito, hay reacciones en las que una molécula, un átomo o un ión pueden oxidarse y reducirse al mismo tiempo. La sustancia actúa como agente oxidante y como agente reductor. Este tipo de reacción se conoce como reacción de desproporción .
Más específicamente, una reacción de desproporción es un tipo especial de reacción redox en la que un elemento proporciona y acepta electrones simultáneamente para formar diferentes productos. Esto significa que la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente con un átomo, elemento, molécula o ión que actúa como agente reductor y oxidante.
Es muy importante recordar que cualquier cambio en el estado de oxidación se debe a una pérdida o ganancia de electrones. Cualquier aumento en estado de oxidación indica pérdida de electrones y por lo tanto la oxidación ( L ose E lectrons O xidation). Una disminución en el estado de oxidación implica una ganancia de electrones y por lo tanto la reducción de ( G ain E lectrons R educción). Notarás en las reacciones de desproporción que hay un elemento que debe tener al menos tres estados de oxidación diferentes.
Ejemplos
Hay bastantes reacciones que en realidad sufren una desproporción. Estudiaremos tres de estos tipos de reacciones redox.
Primero echemos un vistazo a la desproporción del cloruro de cobre (I).
¿Qué sucede cuando se deja una solución de cloruro de cobre (I) en un vaso de precipitados durante un período de tiempo? Bueno, la solución se vuelve azul con un depósito rosa en el vaso. El análisis de los productos revela la formación de cloruro de cobre (II) y cobre (s) metal, que puede ver a continuación:
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Los estados de oxidación del cobre en cloruro de cobre (I), cloruro de cobre (II) y cobre (s) producidos son +1, +2 y 0, respectivamente.
Desde el cloruro de cobre (I) hasta el cloruro de cobre (II), el número de oxidación del cobre aumenta de +1 a +2, lo que indica que hay una pérdida de un electrón. Esta pérdida de electrones indica que el cloruro de cobre (I) se está oxidando y actúa como agente reductor.
También notará que el número de oxidación del cobre disminuye de +1 a 0 cuando el cloruro de cobre (I) se convierte en cobre (s). Esto está asociado con la ganancia de un electrón. Podemos concluir que el cloruro de cobre (I) se está reduciendo y, por lo tanto, actúa como agente oxidante.
Dado que el cloruro de cobre (I) actúa como agente reductor y oxidante, la reacción se describe como desproporción.
Ahora echemos un vistazo a la desproporción del peróxido de hidrógeno.
La descomposición del peróxido de hidrógeno es una reacción comúnmente utilizada para preparar oxígeno en el laboratorio. ¿Sabías también que la descomposición del peróxido de hidrógeno también se utiliza en la industria del papel para blanquear la pulpa de madera? Repasemos esta reacción redox.
El peróxido de hidrógeno se descompone en agua y gas oxígeno en presencia de un catalizador, que puede ver a continuación:
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Los estados de oxidación del átomo de oxígeno en el peróxido de hidrógeno, el agua y el gas oxígeno son, respectivamente, -1, -2 y 0.
El estado de oxidación del oxígeno que se encuentra en el peróxido de hidrógeno aumenta de -1 a 0 con la formación de oxígeno gaseoso. En este proceso, se pierde un electrón y se oxida el peróxido de hidrógeno.
El estado de oxidación del oxígeno que se encuentra en el peróxido de hidrógeno disminuye de -1 a -2 con la formación de agua. Hay una ganancia de un electrón y se reduce el peróxido de hidrógeno.
La descomposición del peróxido de hidrógeno implica tanto la oxidación como la reducción de oxígeno. Por tanto, podemos concluir que la descomposición del peróxido de hidrógeno es un ejemplo de desproporción.
Ahora echemos un vistazo a la desproporción del cloro.
Cuando se burbujea cloro en agua que contiene indicador universal, la solución primero se vuelve roja y luego se vuelve incolora. La investigación de esto llevó a la conclusión de que se forman ácidos clorhídrico (HCl) e hipocloroso (HClO).
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Calculemos el estado de oxidación del átomo de cloro en las tres sustancias diferentes. Los estados de oxidación del átomo de cloro en cloro gaseoso, ácido clorhídrico y ácido hipocloroso son 0, -1 y +1, respectivamente.
Es posible que ya se haya dado cuenta de que el cloro se reduce en ácido clorhídrico. El cloro acepta un electrón y el estado de oxidación del átomo de cloro cambia de 0 en el gas de cloro a -1 en el ácido clorhídrico.
El mismo gas de cloro se oxida a ácido hipocloroso al ceder un electrón. Esto se demuestra por un aumento en el estado de oxidación del átomo de cloro de 0 a +1.
Dado que el cloro se oxida y reduce simultáneamente, la reacción entre el cloro gaseoso y el agua es una reacción de desproporción.
Resumen de la lección
Dediquemos unos minutos a revisar lo que hemos aprendido sobre la desproporción.
Las reacciones redox implican la reducción de un reactivo y la oxidación de otro reactivo. Una reacción de desproporción es una reacción redox en la que una molécula, átomo o ión se oxida y reduce simultáneamente, ya que implica tanto la ganancia como la pérdida de electrones por parte de esa entidad. Esto significa que la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente con un átomo, elemento, molécula o ión que actúa como agente reductor y oxidante. En una reacción de desproporción, hay un elemento que debe tener al menos tres estados de oxidación diferentes.
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