Reducción-oxidación

La pila Cu- Ag, un ejemplo de una reacción redox.
Trozo de metal oxidado ( corroído)

Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.[1]

Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:

  • El agente oxidante es aquel elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.
  • El agente reductor Es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir siendo oxidado.[2]

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado. Cuando una especie puede oxidarse, y a la vez reducirse, se le denomina anfolito, y al proceso de la oxidación-reducción de esta especie se le llama anfolización.

Principio de electroneutralidad

El principio de electroneutralidad de Pauling corresponde a un método de aproximación para estimar la carga en moléculas o iones complejos; este principio supone que la carga siempre se distribuye en valores cercanos a 0 (es decir, -1, 0, +1).

Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares llamadas semirreacciones o reacciones parciales.

  • Semirreacción de reducción: 2e
    + Cu2+
    → Cu0
  • Semirreacción de oxidación: Fe0
    Fe2+
    + 2e

o más comúnmente, también llamada ecuación general:

Fe0
+ Cu2+
Fe2+
+ Cu0

La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica mediante el potencial de reducción, también llamado potencial redox.

Una titulación redox es aquella en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.

Oxidación

Oxidación del hierro.

La oxidación es una reacción química donde un elemento cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.[3]

Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de iones. Implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en estos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.

Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.

Estas dos reacciones siempre se dan juntas; es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox.

La vida misma es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace), y sin embargo es muy electronegativo, casi tanto como el flúor.

La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+
porque fácilmente forma Kr y F+
.

Entre otras, existen el permanganato de potasio (KMnO
4
)
, el dicromato de potasio (K
2
Cr
2
O
7
)
, el agua oxigenada (H
2
O
2
)
, el ácido nítrico (HNO
3
)
, los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito de sodio (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato de potasio (KBrO
3
)
). El ozono (O
3
)
es un oxidante muy enérgico:

Br
+ O
3
BrO
3

El nombre de "oxidación" proviene de que, en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio: por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:

2 NaI + Cl
2
I
2
+ 2 NaCl

Ésta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:

  • 2I
    I
    2
    + 2 e
  • Cl
    2
    + 2 e
    → 2 Cl
Ejemplo

El hierro puede presentar dos formas oxidadas:

Reducción

En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o un ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.

Cuando un ion o un átomo se reduce presenta estas características:

Ejemplo

El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):

Fe3+
+ Plantilla:Fe− → Fe2+

En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:

  • CH≡CH + H
    2
    CH
    2
    =CH
    2
    (el etino se reduce para dar eteno).
  • CH
    3
    –CHO
    + H
    2
    CH
    3
    –CH
    2
    OH
    (el etanal se reduce a etanol).
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