Una reacción de oxidación-reducción o reacción redox es una reacción química en la que tiene lugar una transferencia de electrones . La especie química que captura electrones se llama " oxidante " y la especie que los entrega, " reductora ".
Las reacciones redox ocurren durante las combustiones , durante ciertas dosis metalúrgicas , durante la corrosión de los metales, en los fenómenos de electroquímica o respiración celular . Desempeñan un papel particularmente importante en el campo de la biología , durante la transformación del oxígeno en agua (H 2 O) dentro de los organismos vivos. Las reacciones redox también se utilizan con frecuencia en la industria: obtención de hierro fundido a partir de minerales compuestos de óxido de hierro , por reducción, luego hierro y acero a partir de hierro fundido, por oxidación.
La diversidad de reacciones redox se explica por la movilidad del electrón , su ligereza y su omnipresencia en todas las formas de materia.
Tras experimentos con mercurio , Antoine Lavoisier demostró en 1772 el papel del dioxígeno en determinadas reacciones redox. Establece las primeras definiciones:
En el lenguaje cotidiano, la oxidación es una reacción química en la que un compuesto (por ejemplo) se combina con uno o más átomos de oxígeno , como la oxidación del hierro Fe que produce óxido : 4 Fe + 3 O 2⟶ 2 Fe 2 O 3.
Pero no fue hasta XX XX siglo, después del descubrimiento del electrón (por Joseph John Thomson en 1897) y la introducción del modelo de Bohr atómica (1913), que las reacciones químicas son revisados a la luz de estos nuevos modelos y que las similitudes observados permiten identificar gradualmente el concepto actual de oxidación-reducción, que se expresa en términos de transferencias de electrones.
Las reacciones secas de oxidación-reducción (intercambio de oxígeno) se describen mediante diagramas de Ellingham . En medios acuosos, la ecuación de Nernst se utiliza para estudiar los aspectos termodinámicos de las reacciones redox y la relación de Butler-Volmer para estudiar sus aspectos cinéticos .
Para facilitar el estudio de las reacciones, asociamos (a veces de forma abstracta) con cada átomo de un compuesto un número de oxidación (no) que simboliza el valor de la carga transportada (por ejemplo: Fe 2+ , llamado ion ferroso "hierro ( II )" , tiene un número de oxidación igual a 2).
Por tanto, las "combinaciones con oxígeno" son sólo un caso especial de reacciones redox. Aquí hay dos reacciones con el cobre:
2 Cu + O 2⟶ 2 CuO ; Cu + Cl 2⟶ CuCl 2.El primero combina cobre y oxígeno mientras que el segundo combina cobre y cloro . El cloro y el oxígeno tienen una cosa en común: son elementos más electronegativos que el cobre.
La oxidación de un cuerpo siempre va acompañada de la reducción de otro (los electrones no pueden circular por sí mismos y son necesariamente capturados), hablamos de una “reacción de oxidación-reducción”. La oxidación es una mitad de la reacción de redox y la reducción es la otra mitad de la reacción.
La primera definición de reducción se puede entender mejor gracias a la etimología. Reducir viene del latín reducere : traer de vuelta. Reducir un metal es "devolverlo" a su estado neutral.
En una reacción de oxidación-reducción:
Podemos usar un mnemónico usando vocales y consonantes: Reductor = Donador, Oxidante = Aceptador.
El agente reductor se oxida (reacción de oxidación), el oxidante se reduce (reacción de reducción). Por tanto, la redox consta de dos semirreacciones: una oxidación y una reducción.
Un agente reductor oxidado se convierte en un oxidante y, a la inversa, un oxidante reducido se convierte en un agente reductor. Esto define el "par oxidante-reductor" (también llamado "par redox") que está formado por el oxidante y el agente reductor conjugado (el oxidante reducido). Se indica en la forma: "agente oxidante / reductor".
Denotamos Red = Ox + n e - la reacción de oxidación, siendo Red el agente reductor y Ox el oxidante de la reacción. Esta ecuación se puede escribir con una flecha (⟶) si la reacción es total, es decir, si la constante de equilibrio K > 10,000 ( K depende de la reacción).
La oxidación es una media ecuación de redox.
Denotamos por Ox + n e - = Rojo la reacción de reducción, siendo Rojo el agente reductor y Ox el oxidante de la reacción). Esta ecuación se puede escribir con una flecha (⟶) si la reacción está completa, es decir, si K > 10,000 ( K depende de la reacción).
La reducción es la mitad de una ecuación de oxidación-reducción.
La reacción redox es la adición de una oxidación y una reducción (para simplificar los electrones ). La ecuación de una oxidación-reducción se escribe de la siguiente manera:
Buey 1 + Rojo 2 = Buey 2 + Rojo 1 , con Ox 1 / Rojo 1 y Buey 2 / Rojo 2 parejas oxidantes-reductoras.En bioquímica , y en particular en lo que respecta a la síntesis de moléculas prebióticas, hablamos de reacciones que se producen en una atmósfera oxidante, es decir, en presencia de oxígeno, en contraposición a una atmósfera reductora, que contiene, por ejemplo, gas carbónico.
Algunos compuestos químicos pueden comportarse como oxidantes y como agentes reductores. Este es particularmente el caso del peróxido de hidrógeno , que se dice que es desproporcionado y que, por lo tanto, no se puede almacenar durante mucho tiempo:
H 2 O 2⟶ 2 H + + O 2+ 2 e - (oxidación); H 2 O 2+ 2 H + + 2 e - ⟶ 2 H 2 O (reducción).o finalmente:
2 H 2 O 2⟶ 2 H 2 O+ O 2.Por ejemplo, existen los pares oxidante-reductores Cu 2+ / Cu y Zn 2+ / Zn, que dan la reacción en solución acuosa :
Zn (s) + Cu 2+ (aq) ⟶ Zn 2+ (aq) + Cu (s) (redox).Esta reacción puede descomponerse en una reducción (del oxidante) y una oxidación (del agente reductor):
Zn (s) = Zn 2+ (aq) + 2 e - (oxidación); Cu 2+ (aq) + 2 e - = Cu (s) (reducción).Las dos medias ecuaciones de oxidación y reducción en realidad pueden separarse en algunos casos (es decir, no ocurren en el mismo lugar), permitiendo que se genere una corriente eléctrica (es decir, lo que sucede en las baterías eléctricas ). En los otros casos, por ejemplo en el ejemplo dado, tienen solo un interés formal (los electrones libres no existen en el agua).
Una reacción de oxidación-reducción debe equilibrarse para asegurar un recuento preciso de los electrones involucrados.A veces hay reacciones complejas que requieren equilibrar los coeficientes estequiométricos de las semiecuaciones. A veces es necesario agregar moléculas o iones en solución (según el medio) para equilibrar.
Por ejemplo, para la reacción entre el permanganato de potasio (par MnO 4- / Mn 2+ ) y una solución de hierro (par Fe 3+ / Fe 2+ ), en medio ácido (presencia de iones H + ):
( Fe 2+ = Fe 3+ + e - ) × 5 (oxidación); ( MnO 4- + 8 H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O) × 1 (reducción);de ahí la siguiente ecuación de oxidación-reducción: MnO 4- + 8 H + + 5 Fe 2+ = Mn 2+ + 4 H 2 O+ 5 Fe 3+ .
Equilibrar dicha ecuación también significa combinar linealmente las semirreacciones (oxidación y reducción) de modo que el número de electrones dado sea exactamente el número de electrones aceptados: la reacción redox es un intercambio estricto de electrones ( termodinámicamente favorable).
Por ejemplo :
Fe = Fe 3+ + 3 e - ; O 2+ 4 e - = 2 O 2– .En el caso que nos ocupa, se trata de hallar el mínimo común múltiplo de 3 y 4, es decir 12, para tener un balance de cambio estricto: es necesario entonces combinar 4 veces la primera semirreacción (la el hierro proporcionará 12 electrones) con 3 veces la segunda semirreacción (el dioxígeno aceptará 12 electrones), es decir: 4 Fe + 3 O 2⟶ 4 Fe 3+ + 6 O 2– . Es el intercambio de electrones lo que constituye el fenómeno de oxidación-reducción.
Luego hay una atracción electrostática : las cargas positivas y negativas se atraen y se ordenan de tal manera que forman un cristal iónico neutro: 4 Fe 3+ + 6 O 2– ⟶ 2 Fe 2 O 3.
Esta no es una reacción química estrictamente hablando, sino una reescritura correspondiente a la atracción estática en el cristal iónico (una hematita ).
El carácter "oxidante" o "reductor" es relativo en el contexto de una reacción química. Un elemento reductor en una reacción puede oxidarse en otra. Pero es posible construir una escala de fuerza oxidante (o, en la otra dirección, de fuerza reductora): es el potencial redox , que se mide en voltios . Además, este potencial puede depender del contexto químico y en particular del pH , e incluso del contexto físico: los efectos de la luz son explotados tanto por la naturaleza en la fotosíntesis como por los humanos en la fotografía .
Todas las parejas oxidantes-reductoras están escritas en la forma Ox / Red . Se clasifican del oxidante más fuerte al más débil, o del agente reductor más débil al más fuerte, y el valor de su potencial se indica en voltios (a 25 ° C y a 1013 hPa ).
Ejemplos de parejas oxidantes-reductorasOxidante / Reductor | E 0 (V) |
---|---|
F 2 / F - | +2.87 |
S 2 O 8 2- / SO 4 2- | +2.01 |
H 2 O 2/ H 2 O | +1,77 |
MnO 4 - / MnO 2 | +1,69 |
MnO 4 - / Mn 2+ | +1,51 |
Hasta 3+ / Hasta | +1,50 |
PbO 2 / Pb 2+ | +1,45 |
Cl 2 / Cl - | +1,36 |
Cr 2 O 7 2- / Cr 3+ | +1,33 |
MnO 2 / Mn 2+ | +1,23 |
O 2/ H 2 O | +1,23 |
Br 2 / Br - | +1.08 |
NO 3 - / NO | +0,96 |
Hg 2+ / Hg | +0,85 |
NO 3 - / NO 2 - | +0,84 |
Ag + / Ag | +0,80 |
Fe 3+ / Fe 2+ | +0,77 |
O 2/ H 2 O 2 | +0,68 |
Yo 2 / yo - | +0,62 |
Cu 2+ / Cu | +0,34 |
CH 3 CHO / C 2 H 5 OH | +0,19 |
SO 4 2- / SO 2 | +0,17 |
S 4 O 6 2- / S 2 O 3 2- | +0.09 |
H + / H 2 | +0,00 |
CH 3 CO 2 H / CH 3 CHO | −0,12 |
Pb 2+ / Pb | −0,13 |
Sn 2+ / Sn | −0,14 |
Ni 2+ / Ni | −0,23 |
Cd 2+ / Cd | −0,40 |
Fe 2+ / Fe | −0,44 |
Zn 2+ / Zn | −0,76 |
Al 3+ / Al | −1,66 |
Mg 2+ / Mg | −2,37 |
Na + / Na | −2,71 |
Ca 2+ / Ca | −2,87 |
K + / K | −2,92 |
Li + / Li | −3,05 |
El cuerpo humano también utiliza reacciones redox para procesos biosintéticos , como la biosíntesis de ácidos grasos , la cadena respiratoria mitocondrial o la gluconeogénesis . Los pares más utilizados son en particular:
Nota.
En determinadas reacciones redox, en particular en la fase seca (es decir, en un medio no acuoso, a menudo a alta temperatura), no hay una transferencia evidente de electrones. Podemos citar por ejemplo el caso de la combustión de hidrógeno en el oxígeno del aire : 2 H 2+ O 2⟶ 2 H 2 O.
Según la antigua definición , el elemento hidrógeno, que se combinó con el elemento oxígeno, sufrió oxidación.
Pero los reactivos H 2y O 2, y el producto H 2 Oson moléculas; ningún ion, que permitiría la interpretación en términos de transferencia de electrones, está presente en las especies químicas involucradas.
Para resolver el problema, es necesario apelar a la electronegatividad de un elemento. Esta cantidad caracteriza la capacidad de un átomo del elemento para capturar uno o más electrones para transformarse en un ion negativo. En las moléculas, los átomos están unidos por enlaces covalentes .
Formación de un enlace químico y electronegatividad. Átomos con la misma electronegatividad: enlace covalenteEstrictamente hablando, un enlace covalente resulta de la agrupación de uno o más pares de electrones ( dobletes compartidos o dobletes de unión ) entre dos átomos idénticos (caso de enlaces entre átomos en moléculas de H 2y O 2del ejemplo anterior), por lo tanto de la misma electronegatividad. Los dobletes se comparten por igual entre los dos átomos: permanecen eléctricamente neutrales.
H 2 :El doblete de unión [ : ] es (en promedio) equidistante de los dos átomos de H.
Átomos de diferentes electronegatividades: enlaces iónicos, covalentes polarizados, ionocovalentes Transferencia total de electrones entre átomos: formación de un enlace iónicoCuando la diferencia de electronegatividad Δ En entre los átomos es importante (típicamente Δ En > 2 ), los electrones de enlace se desplazan fuertemente hacia el átomo más electronegativo que los monopoliza casi por completo: esta transferencia prácticamente total de electrones hace de este átomo un ion negativo ( o anión ) y del otro átomo un ion (o catión ) positivo . Como ya no existe, estrictamente hablando, ningún agrupamiento de electrones, ya no existe un enlace covalente. El enlace químico es aquí un enlace entre iones o enlace iónico . Este tipo de conexión es un caso límite, nunca alcanzado al 100%.
Cristal de NaCl :El Cl es mucho más electronegativo que el Na - átomos separados Na • • Cl; enlace: Cl monopoliza el doblete de electrones: Na: Cl
⇒ Cl ganó el electrón perdido por Na: enlace entre un ion Cl - y un ion Na + .
Transferencia electrónica parcial: enlace covalente polarizado, enlace ionocovalenteSi la diferencia de electronegatividad es menor, la transferencia de electrones entre los dos átomos ya no es total, pero la transferencia parcial de carga negativa al átomo más electronegativo produce un exceso de carga negativa en este átomo (que luego lleva una carga parcial negativa , anotado δ - ) y un déficit de carga negativa en el otro átomo (que luego lleva una carga parcial positiva , anotado δ + ); el enlace entre los átomos es un enlace covalente polarizado (cuando la polarización es moderada) o iono-covalente (enlace con un carácter "semi-iónico", cuando la polarización es notable, típicamente para 1 <Δ En <2 ).
Molécula de HCl :El Cl es más electronegativo que el H: en la molécula de HCl, el doblete de unión se desplaza hacia Cl:
H [:] Cl.
Tipo de enlace | Transferencia electrónica entre átomos |
Posición media del doblete [:] = doblete vinculante |
Modelo (doblete vinculante = ——) |
---|---|---|---|
covalente | No | H [ : ] H | S.S |
covalente polarizado o ionocovalente |
parcial | H [ : ] Cl | δ + H —— Cl δ - |
iónico (atracción electrostática) |
total | Na : Cl | Na + Cl - |
O la combustión de sodio Na en dioxígeno:
4 Na + O 2⟶ 2 Na 2 O.El elemento O es mucho más electronegativo que el elemento Na : la transferencia de electrones es prácticamente total; podemos aplicar a Na 2 Oel modelo iónico: este compuesto está formado por iones Na + y O 2– .
La interpretación de la reacción en términos de redox no plantea ningún problema:
Na = Na + + e - ; Na pierde un electrón, se oxida, O + 2 e - = O 2– ; O captura electrones, se reduce. Transferencia total ficticia ( virtual )En la molécula de agua , los electrones de enlace se asignan al átomo de O, el más electronegativo . El agua se convierte en un compuesto iónico ficticio , formado por iones ficticios H + y O 2– . La reacción se interpreta entonces como en el caso anterior:
H = H + + e - ; H pierde un electrón, se oxida, O + 2 e - = O 2– ; O gana electrones, se reduce.El número de oxidación (no) o el grado de oxidación (do) representa la carga de cada ion ficticio del elemento en la especie química considerada.
Se expresa en números romanos para diferenciarlo de la carga de un ion real.
En la molécula de H 2 O :
En moléculas simétricas H 2y O 2, la carga de cada átomo es cero y el número de oxidación de cada elemento es cero:
Durante la reacción:
Esta definición es más general que la limitada a los intercambios reales de electrones. Es aplicable tanto a una transferencia parcial como a una transferencia total de electrones.
Si durante una reacción no se observa variación en el número de elementos, esta reacción no es una reacción de oxidación-reducción.
Ejemplo 1: H 2 (g)+ Cl 2 (g)⟶ 2 HCl Reactivos : (caso de una molécula simétrica)Las variaciones de los números, anotados “Δn.o. », Corresponden a una transferencia de cargas de agentes reductores a agentes oxidantes. La carga total ganada por los oxidantes es, por tanto, igual a la carga total liberada por los agentes reductores.
Ejemplo: Equilibre la siguiente ecuación: a HCl + b O 2⟶ c Cl 2+ d H 2 OEn el caso general donde los multiplicadores a , b , c , d , etc. son todos diferentes de 1, calculamos el mínimo común múltiplo ( mcm ) p de estos multiplicadores.
Luego escribimos: a ∨ b ∨ c ∨ d ∨, etc. = p .
3. Nombra algunos compuestos químicos.La escritura de las fórmulas y el nombre de los compuestos químicos están codificados por la IUPAC .
Los números se utilizan en la nomenclatura principalmente cuando un elemento puede tener varios estados de oxidación .
Algunos casos
3.1. Cationes monoatómicosLos cationes monoatómicos se nombran agregando entre paréntesis después del nombre del elemento, ya sea el número de carga apropiado seguido del signo más, o el número de oxidación ( número romano ). El nombre está precedido por el término "ion" o "catión".
Ejemplo: Los elementos sodio, calcio y aluminio tienen un solo grado de oxidación; por lo tanto, no hay ambigüedad en la carga del catión, se puede omitir en el nombre: Na + : ion sodio; Ca 2+ : ion calcio; Al 3+ : ion aluminio; el elemento hierro presenta varios grados de oxidación: Fe 2+ llamado ión ferroso hierro ( II ) y Fe 3+ llamado ión férrico hierro ( III ). 3.2. Compuestos sólidosEn términos generales, los nombres de los compuestos químicos se basan en las proporciones de sus constituyentes.
3.2.1 Cristales iónicosObservación preliminar: las proporciones de los iones que constituyen un cristal están determinadas por la condición de neutralidad eléctrica del conjunto.
Regla: El prefijo " mono- " siempre se omite, excepto para evitar confusiones .
CaCl 2 : dicloruro de calcio; Todavía es posible una segunda simplificación:
Recomendación: si los compuestos contienen elementos tales que no es necesario especificar las proporciones, por ejemplo cuando el grado de oxidación suele ser invariante, no es necesario proporcionar estas proporciones .
CaCl 2es el único compuesto formado por los elementos Ca y Cl: nom = cloruro de calcio , preferido al dicloruro de calcio.
Fórmula de óxido | Proporción de componentes | apellido | Modelo iónico ficticio | Nombre basado en números de Fe |
---|---|---|---|---|
Fe 2 O 3 | 3 átomos de O por 2 átomos de Fe | trióxido difer | 2Fe 3+ 3O 2− | óxido de hierro (III) |
FeO | 1 átomo de O por 1 átomo de Fe | monóxido de hierro (comparar con CO: monóxido de carbono) |
Fe 2+ O 2− | óxido de hierro (II) |
Fe 3 O 4 | 4 átomos de O por 3 átomos de Fe | tetraóxido de trifer | Fe 2+ 2Fe 3+ 4O 2 - es un óxido mixto |
óxido de hierro (II) y hierro (III) |