Reacción Redox: Definición, aplicación y ejemplos

¿Qué es una reacción redox?

Una reacción química de oxidación-reducción (o reacción redox) implica la transferencia de electrones entre dos reactivos. La oxidación es la pérdida de electrones. La reducción es la ganancia de electrones. En otras palabras, una reacción de oxidación-reducción es cualquier reacción química en la que el número de oxidación de una molécula, átomo o ion cambia al ganar o perder un electrón.

Medias reacciones redox

Una media reacción es simplemente una reacción que muestra reducción U oxidación, pero no ambas.

Las reacciones de reducción siempre ocurren junto con reacciones de oxidación, de ahí el nombre de reacciones redox. Una reacción de reducción es sólo la mitad de una reacción redox. La otra mitad es la reacción de oxidación.

Los potenciales de reducción son útiles porque indican la probabilidad de que una semirreacción asuma el papel de «reducción» en una reacción redox. El potencial de reducción describe cuantitativamente la «capacidad» de un compuesto para ganar electrones.

{eq}A + B –> A^{+} + B^{-} {/eq}

Media reacción 1: {eq}A \rightarrow A^{+} + e^{-} {/eq}

Media reacción 2: {eq}B + e^{-} \rightarrow B^{-} {/eq}

A esta oxidado

B se reduce

Agentes oxidantes y agentes reductores

En las reacciones de oxidación y reducción, un agente oxidante es una sustancia que se reduce en la reacción, provocando así la oxidación de otra sustancia.

Los agentes oxidantes comunes incluyen:

• Oxígeno {eq}(O_{2}) {/eq}, (que proporciona el origen del término »oxidación»}
• Peróxido de hidrógeno {eq}(H_{2}O_{2}) {/eq}
• Ozono {eq}(O_{3}) {/eq}
• Los gases halógenos

Un agente reductor es un elemento o compuesto que pierde (o «dona») un electrón a otra sustancia química en una reacción redox. Como el agente reductor está perdiendo electrones, se dice que se ha oxidado.

Puede identificar un agente reductor cuando se reduce otro reactivo y el agente mismo se oxida. Por ejemplo, si el monóxido de carbono se convierte en dióxido de carbono, se puede saber que es el agente reductor.

{eq}CO + O_{2} \rightarrow CO_{2} {/eq} muestra la oxidación del monóxido de carbono a dióxido de carbono.

El agente oxidante se reduce (gana electrones) tomando electrones del agente reductor. Es el agente oxidante porque provoca la oxidación (pérdida de electrones) del agente reductor. Se reducen los agentes oxidantes.

Para identificar un agente oxidante, observe el número de oxidación de un átomo antes y después de la reacción. Si el número de oxidación es mayor en el producto, entonces perdió electrones y la sustancia se oxidó. Si el número de oxidación es menor, entonces gana electrones y se reduce.

Cómo identificar reacciones redox

Para identificar una reacción redox, primero calcule el número de oxidación de cada átomo en la reacción. Si hay un cambio en el número de oxidación, entonces la reacción es redox. Si no hay cambio en el número de oxidación, entonces la reacción NO es una reacción redox. El siguiente es un ejemplo de una reacción redox.

{eq}Fe + Cu^{2+} \rightarrow Fe^{2+} + Cu {/eq}

Ejemplos de reacciones redox

Las dos reacciones redox más simples son las reacciones de combinación y las reacciones de descomposición.

Las reacciones de combinación se encuentran entre las reacciones redox más simples y, como su nombre indica, implican «combinar» elementos para formar un compuesto químico. Como es habitual, la oxidación y la reducción ocurren juntas. La ecuación general para una reacción combinada es {eq}A + B \rightarrow AB {/eq}

Una reacción de descomposición es lo opuesto a una reacción de combinación: la descomposición de un compuesto químico en elementos individuales como se muestra aquí, {eq}AB \rightarrow A + B {/eq}

Existen numerosas reacciones redox que se pueden encontrar en nuestra vida cotidiana. Aquí hay algunas que forman parte de nuestras vidas y que quizás ni siquiera hayamos considerado como reacciones redox:

• La respiración celular en humanos y otros animales es el proceso en el que los alimentos consumidos se convierten en energía mediante una serie de reacciones redox. Estas reacciones crean trifosfato de adenosina (ATP) y luego liberan productos de desecho.
• La combustión se produce en la quema de materiales orgánicos y en la combustión de hidrocarburos en combustibles fósiles. El oxígeno atmosférico se une al hidrógeno y al carbono emitido por el material que se quema. Eso significa que el oxígeno se reduce mientras que el material que se quema se oxida.
• Las hojas de las plantas realizan la fotosíntesis, un proceso en el que el dióxido de carbono y el agua, a los que les proporciona energía la luz solar, se combinan para formar oxígeno y glucosa. El oxígeno es un producto de desecho emitido por la planta, mientras que la glucosa es la fuente de energía de la planta. Mediante este proceso, el agua original se oxida, mientras que el dióxido de carbono se reduce.
• La policía utiliza alcoholímetros para estimar el contenido de alcohol en el aliento de un conductor. Cualquier aliento liberado en el dispositivo reacciona con una solución ácida de dicromato de potasio, que oxida el etanol del aliento a ácido acético. Al mismo tiempo, el cromo (IV) se reduce a cromo (III), volviendo la sustancia verde. El grado de este cambio de color representa la cantidad de alcohol que hay en la sangre del conductor.

Otro ejemplo de reacción redox es la reacción entre hidrógeno y flúor gaseoso para formar ácido fluorhídrico: {eq}H_{2} + F_{2}\rightarrow 2HF {/eq}

En esta reacción, el hidrógeno se oxida y el flúor se reduce. A continuación, {eq}H_{2}S {/eq} se oxida a S mientras que {eq}Cl_{2} {/eq} se reduce a HCl.

{eq}H_{2}S + Cl_{2} \rightarrow 2HCl + S {/eq}

Equilibrio de reacciones redox

Al equilibrar reacciones redox, el primer paso es separar la ecuación en dos medias reacciones: la parte de oxidación y la parte de reducción. Equilibra los átomos; Todos los átomos, excepto el oxígeno y el hidrógeno, deben equilibrarse primero. Equilibre las cargas en cada semirreacción de modo que la semirreacción de reducción consuma la misma cantidad de electrones que la semirreacción de oxidación. Esto se logra agregando electrones a las reacciones. Finalmente, agrega las medias reacciones. Asegúrese de que la masa y la carga estén equilibradas.

Otras cosas a considerar son que en condiciones ácidas, los átomos de oxígeno deben equilibrarse con el agua, mientras que los átomos de hidrógeno deben equilibrarse con {eq}H^{+} {/eq}. Al equilibrar ecuaciones para reacciones redox que ocurren en solución básica, a menudo es necesario agregar iones {eq}OH^{-} {/eq} de los {eq}OH^{-} {/eq}/{eq}H_{ 2}O {/eq} para equilibrar completamente las ecuaciones.

Medias reacciones redox

El potencial de reducción de una semirreacción mide la tendencia de una especie química a adquirir electrones y así reducirse. El potencial de reducción, también conocido como potencial redox o potencial de oxidación/reducción, puede ser útil porque indica la probabilidad de que una semirreacción asuma el papel de «reducción» en una reacción redox.

Aplicaciones de las reacciones redox

Las reacciones redox son importantes para varias aplicaciones. Ya se han mencionado varios. Aqui hay algunos ejemplos mas.

• Dispositivos de almacenamiento de energía (baterías): hay una serie de reacciones químicas que ocurren en los electrodos de una batería para que ésta pueda producir energía. Los electrodos de la batería contienen átomos de ciertos materiales conductores para producir esta energía. Cuando estos iones se encuentran con los átomos de los electrodos, se produce una reacción redox entre los iones y los átomos de los electrodos. En la batería, el cátodo es el agente oxidante porque acepta electrones del ánodo. El ánodo es el agente reductor porque pierde electrones.

• Procesamiento fotográfico: el revelado de una fotografía implica una sustancia llamada bromuro de plata, que contiene iones de plata. Estos iones de plata pueden reducirse a átomos de plata mediante determinadas sustancias químicas como la hidroquinona o los pirogalos. Una vez que un negativo fotográfico se expone a la luz, se convierte en positivo porque los cationes de plata se reducen.
• Medicina: el peróxido de hidrógeno antiséptico actúa para oxidar la materia necrótica y las bacterias. El peróxido de benzoilo, un medicamento común para el acné, libera oxígeno en presencia de agua, lo que le permite matar las bacterias, especialmente aquellas que son anaeróbicas.
• Corrosión: el agua contiene átomos de oxígeno que, cuando entran en contacto con una superficie metálica, oxidan el metal y liberan iones de hidrógeno. Luego se fusionan con el oxígeno para crear aún más agua, lo que desencadena un ciclo de corrosión. Un ejemplo incluye la reacción química en la que el hierro (Fe) se combina con el oxígeno ({eq}O_{2} {/eq}) para formar óxido u óxido de hierro ({eq}Fe_{2}O_{3} {/eq }). La ecuación para esta reacción es: {eq}4Fe + 3O_{2}\rightarrow 2Fe_{2}O_{3} {/eq}.
• Descomposición: toda la vida se compone principalmente de tres materiales: carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando un organismo muere, los compuestos orgánicos que contiene pueden reaccionar libremente con el oxígeno de la atmósfera. La forma general de una reacción de descomposición es: {eq}AB \rightarrow A + B {/eq}

Resumen de la lección

Una reacción redox se puede explicar fácilmente como la transferencia de electrones entre reactivos. La oxidación es la pérdida de electrones y la reducción es la ganancia de electrones. Al identificar el agente oxidante, utilizamos el número de oxidación para determinar la ganancia o pérdida de electrones. El agente oxidante más identificador es el oxígeno.

Las semireacciones muestran reducción u oxidación, mientras que el potencial de reducción determina la probabilidad de que la semirreacción asuma el papel de reducción. Las reacciones redox se aplican en la vida cotidiana, incluidos procesos como la fotosíntesis y la descomposición, así como en usos comerciales como baterías y fotografía.

Rodrigo Ricardo Editor y fundador