La transferencia de electrones es uno de los procesos más básicos que puede ocurrir en química. Simplemente implica el movimiento de un electrón de un átomo a otro. Muchos procesos biológicos importantes dependen de la transferencia de electrones, al igual que las transformaciones industriales clave utilizadas para fabricar productos valiosos. En biología, por ejemplo, la transferencia de electrones desempeña un papel central en la respiración y la recolección de energía de la glucosa, así como el almacenamiento de energía durante la fotosíntesis. En la sociedad, la transferencia de electrones se ha utilizado para obtener metales de minerales desde los albores de la civilización.
El estado de oxidación es una herramienta útil para realizar un seguimiento de las transferencias de electrones. Se usa más comúnmente en el trato con metales y especialmente con metales de transición. A diferencia de los metales de las dos primeras columnas de la tabla periódica, como el sodio o el magnesio, los metales de transición a menudo pueden transferir diferentes números de electrones, lo que lleva a diferentes iones metálicos (por ejemplo, el sodio se encuentra generalmente como Na + y el magnesio es casi siempre Mg 2 + , pero el manganeso podría ser Mn 2 + , Mn 3 ] + , y así sucesivamente, hasta Mn 7 + ). El estado de oxidación es un número asignado a un elemento en un compuesto de acuerdo con algunas reglas. Este número nos permite describir las reacciones de oxidación-reducción y equilibrar las reacciones químicas redox. Cuando se forma un enlace covalente entre dos átomos con diferentes electronegatividades, los electrones compartidos en el enlace se encuentran más cerca del átomo más electronegativo:
El número de oxidación de un átomo es la carga que resulta cuando los electrones en un enlace covalente se asignan al átomo más electronegativo y es la carga que tendría un átomo si [ 19459010] los enlaces fueron iónicos. En HCl (arriba) el número de oxidación para el hidrógeno sería +1 y el del Cl sería -1.
Un átomo se oxida si su número de oxidación aumenta, y un átomo se reduce si su número de oxidación disminuye. El átomo que se oxida es el agente reductor, y el átomo que se reduce es el agente oxidante. (Nota: los agentes oxidantes y reductores pueden ser el mismo elemento o compuesto).
Números de oxidación y nomenclatura
Los compuestos de los metales alcalinos (número de oxidación +1) y alcalinotérreos (número de oxidación +2) son típicamente de naturaleza iónica. Los compuestos de metales con números de oxidación más altos (por ejemplo, estaño +4) tienden a formar compuestos moleculares
- En los compuestos moleculares iónicos y covalentes, generalmente el menos elemento electronegativo se da primero .
- En los compuestos iónicos se dan los nombres que se refieren a el estado de oxidación (iónico)
- En los compuestos moleculares se dan los nombres que se refieren al número de moléculas presentes en el compuesto
| Iónico | Molecular | ||
|---|---|---|---|
| MgH 2 | hidruro de magnesio | H 2 S | sulfuro de dihidrógeno |
| FeF 2 | fluoruro de hierro (II) | DE 2 | difluoruro de oxígeno |
| Mn 2 O 3 | óxido de manganeso (III) | Cl 2 O 3 | trióxido de dicloro |
Una reacción de oxidación-reducción (redox) es un tipo de reacción química que implica una transferencia de electrones entre dos especies. 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. Las reacciones redox son comunes y vitales para algunas de las funciones básicas de la vida, incluida la fotosíntesis , la respiración, combustión y corrosión u oxidación.
Ejemplos de reacción de oxidación-reducción
Las reacciones redox se componen de dos partes, una mitad reducida y una mitad oxidada, que siempre ocurren juntas. La mitad reducida gana electrones y el número de oxidación disminuye, mientras que la mitad oxidada pierde electrones y el número de oxidación aumenta. Las formas simples de recordar esto incluyen los dispositivos mnemotécnicos OIL RIG, que significa “ la oxidación es pérdida ” y “ la reducción es ganancia, ” y LEO dice GER , que significa “ pérdida de e – = oxidación ” y “ ganancia de e – = reducido “. No hay cambio neto en el número de electrones en una reacción redox. Los que se desprenden en la media reacción de oxidación son absorbidos por otra especie en la media reacción de reducción.
Las dos especies que intercambian electrones en una reacción redox reciben nombres especiales. El ion o molécula que acepta electrones se llama agente oxidante ; Al aceptar electrones provoca la oxidación de otra especie. Por el contrario, la especie que dona electrones se llama agente reductor ; cuando ocurre la reacción, reduce las otras especies. En otras palabras, lo que se oxida es el agente reductor y lo que se reduce es el agente oxidante. (Nota: los agentes oxidantes y reductores pueden ser el mismo elemento o compuesto, como en las reacciones de desproporción).
Un buen ejemplo de una reacción redox es la reacción de termita , en la cual los átomos de hierro en óxido férrico pierden (o ceden) átomos de O a átomos de Al, produciendo (Al_2O_3 ) (Figura 20.1. 1)
[Fe_2O_ {3 (s)} + 2Al _ {(s)} rightarrow Al_2O_ {3 (s)} + 2Fe _ {(l)} ]
Otro ejemplo de la reacción redox es la reacción entre el sulfato de zinc y cobre.
Reacciones combinadas
Las reacciones combinadas se encuentran entre las reacciones redox más simples y, como su nombre indica, implica “combinar” elementos para formar un compuesto químico. Como de costumbre, la oxidación y la reducción ocurren juntas. La ecuación general para una reacción combinada se da a continuación:
[A + B rightarrow AB ]
Reacciones de descomposición
Una reacción de descomposición es el reverso de una reacción combinada, la descomposición de un compuesto químico en elementos individuales:
[AB rightarrow A + B ]
Reacciones de reemplazo simple
Una única reacción de reemplazo implica el “reemplazo” de un elemento en los reactivos con otro elemento en los productos:
[A + BC rightarrow AB + C ]
Reacciones de reemplazo doble
Una reacción de doble reemplazo es similar a una reacción de doble reemplazo, pero implica “reemplazar” dos elementos en los reactivos, con dos en los productos:
[AB + CD rightarrow AD + CB ]
Reacciones de combustión
Las reacciones de combustión casi siempre involucran oxígeno en forma de O 2 , y casi siempre son exotérmicas, lo que significa que producen calor. Las reacciones químicas que emiten luz, calor y luz se conocen coloquialmente como “quema”.
[C_xH_y + O_2 rightarrow CO_2 + H_2O ]
Aunque las reacciones de combustión típicamente involucran reacciones redox con un químico oxidado por el oxígeno, muchos químicos “se queman” en otros ambientes. Por ejemplo, tanto el titanio como el magnesio también se queman en nitrógeno:
[2Ti _ {(s)} + N_ {2 (g)} rightarrow 2TiN _ {(s)} ]
[3 Mg _ {(s)} + N_ {2 (g)} rightarrow Mg_3N_ {2 (s)} ]
Además, los químicos pueden ser oxidados por otros químicos además del oxígeno, como Cl 2 o F 2 ; estos procesos también se consideran reacciones de combustión
Reacciones de desproporción
Reacciones de desproporción: en algunas reacciones redox, una sola sustancia puede oxidarse y reducirse. Estas se conocen como reacciones de desproporción, con la siguiente ecuación general:
[2A rightarrow A ^ {+ n} + A ^ {- n} ]
Donde n es el número de electrones transferidos. Las reacciones de desproporción no necesitan comenzar con moléculas neutras, y pueden involucrar a más de dos especies con diferentes estados de oxidación (pero rara vez).
Resumen
La oxidación significa una pérdida de electrones y la reducción significa una ganancia de electrones. El equilibrio de las reacciones redox es un paso importante que cambia en soluciones neutras, básicas y ácidas. Los tipos de reacciones redox: combinación y descomposición, reacciones de desplazamiento (simple y doble), combustión, desproporción. El agente oxidante sufre reducción y el agente reductor sufre oxidación.
Referencias
- Petrucci, et al. Química general: principios y aplicaciones modernas . Novena ed. Upper Saddle River, Nueva Jersey: Pearson / Prentice Hall, 2007.
- Sadava, et al. Vida: La ciencia de la biología . 8a ed. Nueva York, NY. W.H. Freeman and Company, 2007