Determinar las diferentes clases de reacciones.

1.Objetivos.

- Determinar las diferentes clases de reacciones.

Determinar las características de las reacciones.

Ver los agentes de reducción y oxidación.

Igualar las ecuaciones.

2.Parte teórica.

Reacción de oxidación-reducción

Es una reacción química correspondiente a la acción de un cuerpo oxidante sobre un cuerpo reductor, que da lugar a la reducción del oxidante y a la oxidación del reductor.

Oxidante y reductor

Una disolución acuosa de iones Cu2+ es azul. Si se le añaden limaduras de hierro (Fe), se comprueba que el color azul desaparece: los iones Cu2+ han reaccionado. Por otra parte, en la disolución se forman iones Fe2+, lo que se manifiesta por el precipitado verdoso que forman en presencia de sosa. También se observa que el hierro queda recubierto por un depósito rojo. Efectivamente, se forma cobre metálico, Cu. El balance de la reacción es el siguiente:

Fe + Cu2+ ± Fe2++ Cu

El hierro ha sido oxidado por los iones Cu2+, que a su vez han sido reducidos por el hierro. La reacción anterior es una reacción de oxidación-reducción (o reacción redox) en la que el hierro es el reductor y el cobre el oxidante.

La reacción es de hecho la suma de las dos semirreacciones siguientes:

oxidación: Fe ± Fe2+ + 2e-

reducción: Cu2+ + 2e- ± Cu

Por tanto, la oxidación de un cuerpo corresponde a una pérdida de electrones y la reducción corresponde a una ganancia de electrones. Un oxidante (en este caso los iones Cu2+) es una sustancia susceptible de captar uno o varios electrones; un reductor (en este caso el hierro) cede fácilmente uno o varios electrones.

Si se designa el oxidante por Ox, el reductor por Red y el número de electrones implicados por n, las semirreacciones pueden escribirse del modo siguiente:

{REDOX@1}

Par redox

A cualquier oxidante de un tipo se le puede asociar un reductor del mismo tipo, y viceversa: de este modo se define un llamado `par redox', que se designa por Ox/Red. Una reacción de oxidación-reducción es un intercambio de electrones entre el oxidante de un par redox y el reductor de otro par. Se puede observar que este tipo de reacción es análoga a las reacciones ácido-base, que corresponden a un intercambio de protones entre la base de un par ácido-base y el ácido de otro par

.

Consideremos dos pares redox designados como Ox1/Red1 y Ox2/Red2. Si se sabe que el oxidante Ox1 reacciona con el reductor Red2, se producirán las siguientes semireacciones:

Ox1 + n1e- Â Red1

Red2 Â Ox2 + n2e-

con el siguiente balance final:

n2Ox1 + n1Red2 Â n2Red1 + n1Ox2

(Se ha multiplicado la primera ecuación por n2 y la segunda por n1 para que el número de electrones intercambiados en ambas semirreacciones sea el mismo.)

Número de oxidación

En la medida en que cada especie puede existir en una forma más o menos oxidada, es posible definir un `número de oxidación' para caracterizar la forma que se está considerando. Cuanto más elevado es el número, más oxidada está la forma.

En los cuerpos simples, el número de oxidación corresponde a la carga del elemento químico. Así, el hierro puede existir en su forma reducida, el hierro metálico Fe (número de oxidación 0), o en dos formas oxidadas, los iones Fe2+ (número de oxidación II) y Fe3+ (número de oxidación III). En casos más complejos, el número de oxidación está ligado a la valencia del elemento químico considerado.

Cuando un cuerpo se oxida, aumenta su número de oxidación; cuando se reduce, disminuye. Por tanto, un oxidante es un compuesto cuyo número de oxidación puede disminuir, mientras que un reductor es una sustancia cuyo número de oxidación puede aumentar.

Previsión de las reacciones

Un par redox está caracterizado por un potencial normal de electrodo, E0, que, según la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), es su potencial de reducción, es decir, el que corresponde a la semirreacción:

Ox + ne- ± Red

Así, los pares redox se ordenan según el valor de su potencial normal de reducción: cuanto más elevado es el potencial, mayor es el poder oxidante de la forma oxidada.

En disolución, cuando hay dos pares redox Ox1/Red1 y Ox2/Red2 con potenciales normales respectivos E01 y E02, si E01>E02 la reacción que se produce es:

n2Ox1 + n1Red2 ± n2Red1 + n1Ox2

balance de las semirreacciones siguientes:

Ox1 + n1e- Â Red1

Red2 Â Ox2 + n2e-

Es necesario comparar los potenciales de electrodo para prever termodinámicamente el sentido de la reacción de oxidación-reducción. Sin embargo, aunque la termodinámica permite predecir en qué sentido tendrán lugar las reacciones de oxidación-reducción cuando están presentes varios pares redox, no puede prever la cinética de dichas reacciones. De hecho, algunas reacciones termodinámicamente posibles no tienen lugar en la práctica porque son demasiado lentas.

Aplicaciones de la oxidación-reducción

Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la industria: constituyen el principio de funcionamiento de las pilas eléctricas y se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales. En la naturaleza, intervienen en la respiración celular y la fotosíntesis.

La electrólisis de las disoluciones salinas es una reacción de oxidación-reducción: se produce oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo. Para llevar a cabo una electrólisis se establece una diferencia de potencial entre los electrodos con el fin de seleccionar la reacción

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