Agente reductor -Reducing agent

En química , un agente reductor (también conocido como reductor , reductor o donador de electrones ) es una especie química que "dona" un electrón a un receptor de electrones (llamado agente oxidante , oxidante , oxidante o aceptor de electrones ). Los ejemplos de sustancias que comúnmente son agentes reductores incluyen los metales terrestres , el ácido fórmico , el ácido oxálico y los compuestos de sulfito .

En sus estados previos a la reacción, los reductores tienen electrones adicionales (es decir, se reducen por sí mismos) y los oxidantes carecen de electrones (es decir, se oxidan por sí mismos). Un agente reductor normalmente se encuentra en uno de sus estados de oxidación más bajos posibles. El estado de oxidación , que describe el grado de pérdida de electrones, del reductor aumenta mientras que el del oxidante disminuye. En una reacción redox , el agente cuyo estado de oxidación aumenta, que "pierde/ dona electrones", que "se oxida" y que "reduce" se denomina reductor o agente reductor , mientras que el agente cuyo estado de oxidación disminuye, que "gana / acepta/recibe electrones", que "se reduce", y que "se oxida" se denomina oxidante o agente oxidante .

Por ejemplo, considere la reacción general para la respiración celular aeróbica :

C 6 H 12 O 6 (s) + 6O 2 (g) → 6CO 2 (g) + 6H 2 O (l)

El oxígeno ( O 2 ) se está reduciendo, por lo que es el agente oxidante. La glucosa ( C 6 H 12 O 6 ) se oxida, por lo que es el agente reductor.

En química orgánica , la reducción generalmente se refiere a la adición de hidrógeno a una molécula. Por ejemplo, el agente oxidante benceno se reduce a ciclohexano por hidrogenación :

do 6 h 6 + 3 h 2 → do 6 h 12

Este artículo trata sobre la transferencia de electrones, no sobre la hidrogenación.

Características

Considere la siguiente reacción:

2 [Fe(CN) 6 ] 4− + Cl
2
→ 2 [Fe(CN) 6 ] 3− + 2 Cl

El agente reductor en esta reacción es el ferrocianuro ( [Fe(CN) 6 ] 4− ). Dona un electrón, oxidándose a ferricianuro ( [Fe(CN) 6 ] 3− ). Simultáneamente, ese electrón es recibido por el cloro oxidante ( Cl
2
), que se reduce a cloruro ( Cl
).

Los agentes reductores fuertes pierden (o donan) electrones fácilmente. Un átomo con un radio atómico relativamente grande tiende a ser un mejor reductor. En tales especies, la distancia desde el núcleo hasta los electrones de valencia es tan grande que estos electrones no son fuertemente atraídos. Estos elementos tienden a ser fuertes agentes reductores. Los buenos agentes reductores tienden a consistir en átomos con baja electronegatividad , que es la capacidad de un átomo o molécula para atraer electrones de enlace, y las especies con energías de ionización relativamente pequeñas también sirven como buenos agentes reductores.

La medida de la capacidad de reducción de un material se conoce como su potencial de reducción . La siguiente tabla muestra algunos potenciales de reducción, que se pueden cambiar a potenciales de oxidación invirtiendo el signo. Los agentes reductores pueden clasificarse aumentando su fuerza clasificando sus potenciales de reducción. Los reductores donan electrones a (es decir, "reducen") agentes oxidantes , que se dice que "son reducidos por" el reductor. El agente reductor es más fuerte cuando tiene un potencial de reducción más negativo y más débil cuando tiene un potencial de reducción más positivo. Cuanto más positivo es el potencial de reducción, mayor es la afinidad de la especie por los electrones y la tendencia a reducirse (es decir, a recibir electrones). La siguiente tabla proporciona los potenciales de reducción del agente reductor indicado a 25 °C. Por ejemplo, entre el sodio (Na), el cromo (Cr), el cuproso (Cu + ) y el cloruro (Cl ), el Na es el agente reductor más fuerte mientras que el Cl es el más débil; dicho de otra manera, el Na + es el agente oxidante más débil de esta lista mientras que el Cl es el más fuerte.

Potenciales de reducción de varias reacciones v
Agente oxidante Agente reductor Potencial de Reducción
(V)
−3,04
−2,71
−2,38
−1,66
−0,83
−0,74
−0,44
0.00
0.15
0.16
+0.80
+1.07
+1.36
+1.49
+2.87

Los agentes reductores comunes incluyen los metales potasio, calcio, bario, sodio y magnesio, y también compuestos que contienen el ion H-, como NaH , LiH , LiAlH 4 y CaH 2 .

Algunos elementos y compuestos pueden ser tanto agentes reductores como oxidantes . El gas hidrógeno es un agente reductor cuando reacciona con no metales y un agente oxidante cuando reacciona con metales.

2 Li (s) + H 2 (g) → 2 Li H (s)

El hidrógeno (cuyo potencial de reducción es 0,0) actúa como agente oxidante porque acepta una donación de electrones del agente reductor litio (cuyo potencial de reducción es -3,04), lo que hace que el Li se oxide y el Hidrógeno se reduzca.

H 2(g) + F 2(g) → 2 HF (g)

El hidrógeno actúa como agente reductor porque dona sus electrones al flúor, lo que permite que el flúor se reduzca.

Importancia

Los agentes reductores y los agentes oxidantes son los responsables de la corrosión , que es la "degradación de los metales como resultado de la actividad electroquímica". La corrosión requiere un ánodo y un cátodo para que se produzca. El ánodo es un elemento que pierde electrones (agente reductor), por lo que la oxidación siempre ocurre en el ánodo, y el cátodo es un elemento que gana electrones (agente oxidante), por lo que la reducción siempre ocurre en el cátodo. La corrosión ocurre siempre que hay una diferencia en el potencial de oxidación. Cuando esto está presente, el metal del ánodo comienza a deteriorarse, dado que hay una conexión eléctrica y la presencia de un electrolito .

Ejemplos de reacción redox

Ejemplo de una reacción de reducción-oxidación entre sodio y cloro, con la regla nemotécnica OIL RIG

Históricamente, la reducción se refería a la eliminación de oxígeno de un compuesto, de ahí el nombre de "reducción". Un ejemplo de este fenómeno ocurrió durante el Gran Evento de Oxidación , en el que se agregó oxígeno molecular producido biológicamente ( dioxígeno ( O 2 ), un oxidante y receptor de electrones) a la atmósfera de la Tierra primitiva , que originalmente era una atmósfera débilmente reductora que contenía gases reductores . como el metano ( CH 4 ) y el monóxido de carbono ( CO ) (junto con otros donantes de electrones) y prácticamente nada de oxígeno porque cualquiera que se produjera reaccionaría con estos u otros reductores (particularmente con el hierro disuelto en agua de mar ), resultando en su eliminación . Al usar agua como agente reductor, las cianobacterias fotosintéticas acuáticas produjeron este oxígeno molecular como producto de desecho. Este O 2 oxidó inicialmente el hierro ferroso disuelto del océano (Fe(II) - es decir, hierro en su estado de oxidación +2) para formar óxidos de hierro férrico insolubles como el óxido de hierro(III) (Fe(II) perdió un electrón en el oxidante y se convirtió en Fe (III), que significa hierro en su estado de oxidación +3) que precipitó hacia el fondo del océano para formar formaciones de hierro en bandas , eliminando así el oxígeno (y el hierro). La tasa de producción de oxígeno finalmente excedió la disponibilidad de materiales reductores que eliminaban el oxígeno, lo que finalmente llevó a la Tierra a obtener una atmósfera fuertemente oxidante que contenía abundante oxígeno (como la atmósfera moderna ). El sentido moderno de donar electrones es una generalización de esta idea, reconociendo que otros componentes pueden desempeñar un papel químico similar al del oxígeno.

La formación de óxido de hierro (III) ;

4Fe + 3O 2 → 4Fe 3+ + 6O 2− → 2Fe 2 O 3

En la ecuación anterior, el Hierro (Fe) tiene un número de oxidación de 0 antes y 3+ después de la reacción. Para el oxígeno (O), el número de oxidación comenzaba en 0 y disminuía a 2−. Estos cambios pueden verse como dos " medias reacciones " que ocurren al mismo tiempo:

  1. Semirreacción de oxidación: Fe 0 → Fe 3+ + 3e
  2. Semireacción de reducción: O 2 + 4e → 2 O 2−

El hierro (Fe) se ha oxidado porque el número de oxidación aumentó. El hierro es el agente reductor porque le dio electrones al oxígeno (O 2 ). El oxígeno (O 2 ) se ha reducido porque el número de oxidación ha disminuido y es el agente oxidante porque tomó electrones del hierro (Fe).

Agentes reductores comunes

Ver también

notas

Referencias

Otras lecturas

  • "Principios químicos: la búsqueda de la percepción", tercera edición. Peter Atkins y Loretta Jones pág. F76

enlaces externos