El concepto de agente oxidante y agente reductor. Los átomos o iones que ganan electrones en una reacción determinada son agentes oxidantes, y los que donan electrones son agentes reductores. El oxígeno da o acepta electrones.
Reacciones redox – reacciones que ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los elementos.
Oxidación- el proceso de ceder electrones por un átomo
Recuperación- el proceso de recibir electrones por un átomo
Agente reductor- un elemento que dona electrones
oxidante– elemento que acepta electrones
Para tener una idea visual, pero simplificada, de las razones del cambio en las cargas de los elementos, pasemos a las figuras:
Un átomo es una partícula eléctricamente neutra. Por lo tanto el número de protones es igual al número de electrones
Si un elemento cede un electrón, su carga cambia. Se carga positivamente (si acepta, por el contrario, negativamente)
Eso. La carga de un elemento está influenciada por el número de electrones dados o recibidos.
I. Elaboración de ecuaciones para reacciones redox.
1. Escribe el esquema de reacción.
Na + Cl 2 -> NaCl
2. Ordenamos los estados de oxidación de los elementos:
Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl -
3. Anotamos los elementos que han cambiado de estado de oxidación y determinamos el número de electrones dados/recibidos:
Na 0 -1e -> Na +
Cl 2 +2e ->2Cl -
4. Encuentre el mínimo común múltiplo del número de electrones donados y adheridos:
Eso. tenemos los coeficientes necesarios
5. Establecemos los coeficientes:
2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl —
8. Clasificación de reacciones químicas. OVR. Electrólisis
8.3. Reacciones redox: principios generales.
Reacciones redox(ORR) son reacciones que ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos de los elementos. Como resultado de estas reacciones, algunos átomos ceden electrones, mientras que otros los aceptan.
Un agente reductor es un átomo, ion, molécula o PU que dona electrones, un agente oxidante es un átomo, ion, molécula o PU que acepta electrones:
El proceso de ceder electrones se llama oxidación y el proceso de aceptar electrones se llama restauracion. El OVR debe contener una sustancia reductora y una sustancia oxidante. No hay proceso de oxidación sin proceso de reducción y no hay proceso de reducción sin proceso de oxidación.
El agente reductor cede electrones y se oxida, y el agente oxidante acepta electrones y se reduce.
El proceso de reducción va acompañado de una disminución del estado de oxidación de los átomos y el proceso de oxidación va acompañado de un aumento del estado de oxidación de los átomos de los elementos. Conviene ilustrar lo anterior con un diagrama (CO - estado de oxidación):
En la tabla se dan ejemplos específicos de procesos de oxidación y reducción (diagramas de equilibrio electrónico). 8.1.
Tabla 8.1
Ejemplos de esquemas de saldo electrónico.
| Esquema de saldo electrónico | Características del proceso |
|---|---|
| Proceso de oxidación | |
 | El átomo de calcio dona electrones, aumenta el estado de oxidación y es un agente reductor. |
| El ion Cr+2 dona electrones, aumenta el estado de oxidación y es un agente reductor | |
 | Una molécula de cloro cede electrones, los átomos de cloro aumentan el estado de oxidación de 0 a +1, el cloro es un agente reductor |
| Proceso de recuperación | |
| El átomo de carbono acepta electrones, reduce el número de oxidación y es un agente oxidante. | |
 | La molécula de oxígeno acepta electrones, los átomos de oxígeno reducen el estado de oxidación de 0 a -2, la molécula de oxígeno es un agente oxidante. |
| El ion acepta electrones, reduce el número de oxidación, es un agente oxidante. | |
Los agentes reductores más importantes.: sustancias simples metales; hidrógeno; carbono en forma de coque; monóxido de carbono (II); compuestos que contienen átomos en el estado de oxidación más bajo (hidruros metálicos, sulfuros, yoduros, amoníaco); El agente reductor más fuerte es la corriente eléctrica en el cátodo.
Los agentes oxidantes más importantes.: sustancias simples: halógenos, oxígeno, ozono; ácido sulfúrico concentrado; Ácido nítrico; varias sales (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); peróxido de hidrógeno H2O2; El agente oxidante más poderoso es la corriente eléctrica en el ánodo.
Según el período, aumentan las propiedades oxidantes de los átomos y sustancias simples: flúor - el agente oxidante más poderoso de todas las sustancias simples. En cada período, los halógenos forman sustancias simples con las propiedades oxidantes más pronunciadas.
En los grupos A, de arriba a abajo, las propiedades oxidantes de los átomos y sustancias simples se debilitan y las propiedades reductoras aumentan.
Para átomos del mismo tipo, las propiedades reductoras aumentan al aumentar el radio; por ejemplo, las propiedades reductoras del anión
I − son más pronunciados que el anión Cl −.
Para los metales, las propiedades redox de sustancias e iones simples en una solución acuosa están determinadas por la posición del metal en la serie electroquímica: de izquierda a derecha (de arriba a abajo), las propiedades reductoras de los metales simples se debilitan: el agente reductor más poderoso- litio.
Para iones metálicos en una solución acuosa de izquierda a derecha en la misma fila, las propiedades oxidantes aumentan en consecuencia: el agente oxidante más poderoso- Iones Au 3+.
Para asignar coeficientes en ORR, se puede utilizar un método basado en la elaboración de diagramas de procesos de oxidación y reducción. Este método se llama método de equilibrio electrónico.
La esencia del método del saldo electrónico es la siguiente.
1. Elaborar un esquema de reacción e identificar los elementos que cambiaron el estado de oxidación.
2. Redactar ecuaciones electrónicas para semireacciones de reducción y oxidación.
3. Dado que la cantidad de electrones donados por el agente reductor debe ser igual a la cantidad de electrones aceptados por el agente oxidante, se encuentran factores adicionales utilizando el método del mínimo común múltiplo (MCM).
4. Se colocan factores adicionales antes de las fórmulas de las sustancias correspondientes (se omite el coeficiente 1).
5. Se iguala el número de átomos de aquellos elementos que no han cambiado el estado de oxidación (primero, hidrógeno en agua y luego, el número de átomos de oxígeno).
Un ejemplo de elaboración de una ecuación para una reacción redox.
método de saldo electrónico.
Encontramos que los átomos de carbono y azufre han cambiado su estado de oxidación. Redactamos las ecuaciones para las semireacciones de reducción y oxidación:
En este caso, el LOC es 4 y los factores adicionales son 1 (para el carbono) y 2 (para el ácido sulfúrico).
Colocamos los factores adicionales que se encuentran en los lados izquierdo y derecho del diagrama de reacción antes de las fórmulas de sustancias que contienen carbono y azufre:
C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O
Igualamos la cantidad de átomos de hidrógeno poniendo un factor de 2 delante de la fórmula del agua y nos aseguramos de que la cantidad de átomos de oxígeno en ambos lados de la ecuación sea la misma. Por lo tanto, la ecuación OVR
C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Surge la pregunta: ¿en qué parte del circuito OVR se deben colocar los multiplicadores adicionales encontrados, a la izquierda o a la derecha?
Para reacciones simples esto no importa. Sin embargo, hay que tener en cuenta: si se definen factores adicionales en el lado izquierdo de la ecuación, entonces los coeficientes también se colocan delante de las fórmulas de las sustancias en el lado izquierdo; Si los cálculos se realizaron en el lado derecho, entonces los coeficientes se colocan en el lado derecho de la ecuación. Por ejemplo:
Basado en el número de átomos de Al en el lado izquierdo:
Basado en el número de átomos de Al en el lado derecho:
En el caso general, si en la reacción intervienen sustancias de estructura molecular (O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2 ), la selección de los coeficientes se basa en el número de átomos de la molécula:
Si se forma N 2 O en una reacción que involucra HNO 3, entonces también es mejor escribir el diagrama de equilibrio electrónico del nitrógeno basado en dos átomos de nitrógeno. 
.
En algunas reacciones redox, una de las sustancias puede actuar como agente oxidante (agente reductor) y formador de sal (es decir, participar en la formación de sal).
Tales reacciones son típicas, en particular, de la interacción de metales con ácidos oxidantes (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)), así como con sales oxidantes (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca( OCl) 2) con ácido clorhídrico (debido a los aniones Cl, el ácido clorhídrico tiene propiedades reductoras) y otros ácidos cuyo anión es un agente reductor.
Creemos una ecuación para la reacción del cobre con ácido nítrico diluido:
Vemos que parte de las moléculas de ácido nítrico se gasta en la oxidación del cobre, reduciéndolo a óxido de nitrógeno(II), y parte se usa para unir los iones Cu 2+ resultantes en la sal Cu(NO 3) 2 (en el composición de la sal, el estado de oxidación del átomo de nitrógeno es el mismo que en el ácido, es decir, no cambia). En tales reacciones, un factor adicional para el elemento oxidante siempre se coloca en el lado derecho antes de la fórmula del producto de reducción, en este caso antes de la fórmula NO, y no HNO 3 o Cu(NO 3) 2.
Antes de la fórmula HNO 3 ponemos un coeficiente de 8 (se gastan dos moléculas de HNO 3 en la oxidación del cobre y seis en la unión de tres iones Cu 2+ en la sal), igualamos el número de átomos de H y O y obtenemos
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
En otros casos, un ácido, por ejemplo el ácido clorhídrico, puede ser simultáneamente un agente reductor y participar en la formación de una sal:
Ejemplo 8.5. Calcule qué masa de HNO 3 se gasta en la formación de sal cuando la reacción cuya ecuación es
Entra zinc que pesa 1,4 g.
Solución. De la ecuación de reacción vemos que de 8 moles de ácido nítrico, solo 2 moles fueron para oxidar 3 moles de zinc (la fórmula del producto de reducción ácida, NO, está precedida por un coeficiente de 2). Se consumieron 6 moles de ácido para la formación de sal, lo cual es fácil de determinar multiplicando el coeficiente 3 frente a la fórmula de la sal Zn(HNO 3) 2 por el número de residuos de ácido en una unidad de fórmula de la sal, es decir, en 2.
norte(Zn) = 1,4/65 = 0,0215 (mol).
x = 0,043 moles;
m (HNO 3) = n (HNO 3) M (HNO 3) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (g)
Respuesta: 2,71 gramos.
En algunos ORR, el estado de oxidación lo cambian los átomos no de dos, sino de tres elementos.
Ejemplo 8.6. Organice los coeficientes en la ORR que fluye según el esquema FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 utilizando el método del balance electrónico.
Solución. Vemos que el estado de oxidación lo cambian los átomos de tres elementos: Fe, S y O. En tales casos, el número de electrones donados por los átomos de diferentes elementos se resume:
Ordenando los coeficientes estequiométricos obtenemos:
4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Veamos ejemplos de resolución de otros tipos de tareas de examen sobre este tema.
Ejemplo 8.7. Indique el número de electrones transferidos del agente reductor al oxidante durante la descomposición completa del nitrato de cobre (II), con un peso de 28,2 g.
Solución. Anotamos la ecuación de la reacción de descomposición de la sal y el diagrama del balance electrónico del ORR; M = 188 g/mol.
Vemos que se forman 2 moles de O 2 a partir de la descomposición de 4 moles de sal. En este caso, 4 moles de electrones pasan de los átomos del agente reductor (en este caso, iones) al agente oxidante (es decir, iones): 
. Como la cantidad química de sal n = 28,2/188 = 0,15 (mol), tenemos:
2 moles de sal - 4 moles de electrones
0,15 moles - x
norte (e) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (mol),
N (e) = N A n (e) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (electrones).
Respuesta: 1,806 ⋅ 10 23.
Ejemplo 8.8. Cuando el ácido sulfúrico reaccionó con una cantidad química de 0,02 mol con magnesio, los átomos de azufre agregaron 7,224 ⋅ 10 22 electrones. Encuentre la fórmula del producto de reducción de ácido.
Solución. En general, los esquemas de reducción de átomos de azufre en ácido sulfúrico pueden ser los siguientes:
aquellos. 1 mol de átomos de azufre puede aceptar 2, 6 u 8 moles de electrones. Considerando que 1 mol de ácido contiene 1 mol de átomos de azufre, es decir n (H 2 SO 4) = n (S), tenemos:
n (e) = N (e)/N A = (7,224 ⋅ 10 22)/(6,02 ⋅ 10 23) = 0,12 (mol).
Calculamos el número de electrones aceptados por 1 mol de ácido:
0,02 mol de ácido aceptan 0,12 mol de electrones
1 mol-x
n(e) = x = 0,12/0,02 = 6 (mol).
Este resultado corresponde al proceso de reducción del ácido sulfúrico a azufre:
Respuesta: azufre.
Ejemplo 8.9. La reacción del carbono con ácido nítrico concentrado produce agua y dos óxidos formadores de sales. Encuentre la masa de carbono que reaccionó si los átomos oxidantes recibieron 0,2 moles de electrones en este proceso.
Solución. La interacción de sustancias se produce según el esquema de reacción.
Redactamos las ecuaciones para las semireacciones de oxidación y reducción:
De los diagramas de equilibrio electrónico vemos que si los átomos oxidantes () aceptan 4 moles de electrones, entonces en la reacción entra 1 mol (12 g) de carbono. Redactamos y resolvemos la proporción:
4 moles de electrones - 12 g de carbono
0,2-x
x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (g).
Respuesta: 0,6 gramos.
Clasificación de reacciones redox.
Hay reacciones redox intermoleculares e intramoleculares.
Cuando ORR intermoleculares Los átomos oxidantes y reductores forman parte de diferentes sustancias y son átomos de diferentes elementos químicos.
Cuando TRO intramolecular Los átomos oxidantes y reductores son parte de una misma sustancia. Las reacciones intramoleculares incluyen desproporción, en el que el agente oxidante y el agente reductor son átomos de un mismo elemento químico en la composición de una misma sustancia. Estas reacciones son posibles para sustancias que contienen átomos con un estado de oxidación intermedio.
Ejemplo 8.10. Especifique el esquema de desproporción del OVR:
1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O
2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2
3) KI + Cl 2 → KCl + Yo 2
4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O
Solución . Las reacciones 1) a 3) son ORR intermoleculares:
La reacción de desproporción es la reacción 4), ya que en ella el átomo de cloro es a la vez agente oxidante y reductor:
Respuesta: 4).
Las propiedades redox de las sustancias se pueden evaluar cualitativamente basándose en el análisis de los estados de oxidación de los átomos en la composición de la sustancia:
1) si el átomo responsable de las propiedades redox se encuentra en el estado de oxidación más alto, entonces este átomo ya no puede ceder electrones, sino que sólo puede aceptarlos. Por lo tanto, en el OVR esta sustancia exhibirá solo propiedades oxidantes. Ejemplos de tales sustancias (las fórmulas indican el estado de oxidación del átomo responsable de las propiedades redox):
2) si el átomo responsable de las propiedades redox está en el estado de oxidación más bajo, entonces esta sustancia exhibirá solo propiedades restauradoras(este átomo ya no puede aceptar electrones, sólo puede regalarlos). Ejemplos de tales sustancias: , . Por lo tanto, solo todos los aniones halógenos (con la excepción de F-, para cuya oxidación se utiliza corriente eléctrica en el ánodo), el ion sulfuro S2-, el átomo de nitrógeno en la molécula de amoníaco y el ion hidruro H-. Los metales (Na, K, Fe) sólo tienen propiedades reductoras;
3) si un átomo de un elemento se encuentra en un estado de oxidación intermedio (el estado de oxidación es mayor que el mínimo, pero menor que el máximo), entonces la sustancia correspondiente (ion), dependiendo de las condiciones, exhibirá oxidativo dual-propiedades restauradoras: los agentes oxidantes más fuertes oxidarán estas sustancias (iones) y los agentes reductores más fuertes las reducirán. Ejemplos de tales sustancias: azufre, ya que el estado de oxidación más alto del átomo de azufre es +6 y el más bajo es -2, óxido de azufre (IV), óxido de nitrógeno (III) (el estado de oxidación más alto del átomo de nitrógeno es +5 , y el más bajo es −3), peróxido de hidrógeno (el estado de oxidación más alto del átomo de oxígeno es +2 y el más bajo es −2). Los iones metálicos en estados de oxidación intermedios exhiben propiedades redox duales: Fe 2+, Mn +4, Cr +3, etc.
Ejemplo 8.11. No puede ocurrir una reacción de oxidación-reducción cuyo esquema es:
1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O
2) S + NaOH → Na 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 O
3) KClO → KClO 3 + KClO 4
4) KBr + Cl 2 → KCl + Br
Solución. La reacción cuyo esquema se indica en el número 3 no puede proceder, ya que contiene un agente reductor, pero ningún agente oxidante:
Respuesta: 3).
Para algunas sustancias, la dualidad redox se debe a la presencia en su composición de varios átomos tanto en el estado de oxidación más bajo como en el más alto; por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl), debido al átomo de hidrógeno (estado de oxidación más alto igual a +1), es un agente oxidante, y debido al anión Cl −, es un agente reductor (estado de oxidación más bajo).
La ORR no es posible entre sustancias que exhiben propiedades solo oxidantes (HNO 3 y H 2 SO 4, KMnO 4 y K 2 CrO 7) o solo reductoras (HCl y HBr, HI y H 2 S)
Los OVR son extremadamente comunes en la naturaleza (metabolismo en organismos vivos, fotosíntesis, respiración, descomposición, combustión), ampliamente utilizados por los humanos para diversos fines (obtener metales a partir de minerales, ácidos, álcalis, amoníaco y halógenos, crear fuentes de corriente química, obtener calor y energía al quemar diversas sustancias). Tengamos en cuenta que los OVR a menudo nos complican la vida (deterioro de alimentos, frutas y verduras, corrosión de metales; todo esto está asociado con la aparición de varios procesos redox).
Se utilizan un agente oxidante y un agente reductor para formular una reacción en química orgánica e inorgánica. Consideremos las principales características de tales interacciones, identifiquemos el algoritmo para componer la ecuación y organizar los coeficientes.
Definiciones
Un agente oxidante es un átomo o ion que, al interactuar con otros elementos, acepta electrones. El proceso de aceptación de electrones se llama reducción y está asociado con una disminución del estado de oxidación.
En el curso de química inorgánica, se analizan dos métodos principales para ordenar los coeficientes. El agente reductor y el agente oxidante en las reacciones se determinan mediante una balanza electrónica o mediante el método de semirreacciones. Echemos un vistazo más de cerca al primer método para organizar coeficientes en el OVR.
Estados de oxidación
Antes de determinar el agente oxidante en una reacción, es necesario determinar los estados de oxidación de todos los elementos de las sustancias involucradas en la transformación. Representa la carga de un átomo de un elemento, calculada según ciertas reglas. En sustancias complejas, la suma de todos los estados de oxidación positivos y negativos debe ser igual a cero. Para los metales de los principales subgrupos, corresponde a la valencia y tiene un valor positivo.
Para los no metales que se encuentran al final de la fórmula, el grado se determina restando el número del grupo de ocho y tiene un valor negativo.
Para sustancias simples es cero, ya que no existe ningún proceso de aceptación o cesión de electrones.
Para compuestos complejos que constan de varios elementos químicos, se utilizan cálculos matemáticos para determinar los estados de oxidación.
Entonces, un agente oxidante es un átomo que, en el proceso de interacción, reduce su estado de oxidación, y un agente reductor, por el contrario, aumenta su valor.
Ejemplos de OVR
La característica principal de las tareas relacionadas con la disposición de coeficientes en reacciones redox es la identificación de sustancias faltantes y la preparación de sus fórmulas. Un agente oxidante es un elemento que aceptará electrones, pero además, un agente reductor también debe participar en la reacción y donarlos.
Presentamos un algoritmo generalizado mediante el cual puede completar las tareas ofrecidas a los graduados de secundaria en el examen estatal unificado. Veamos algunos ejemplos específicos para comprender que un agente oxidante no es solo un elemento de una sustancia compleja, sino también una sustancia simple.
Primero, debes asignar estados de oxidación para cada elemento usando ciertas reglas.
A continuación, es necesario analizar los elementos que no participaron en la formación de sustancias y crear fórmulas para ellos. Una vez eliminados todos los huecos, se puede proceder al proceso de elaboración de un equilibrio electrónico entre el agente oxidante y el agente reductor. Los coeficientes resultantes se introducen en la ecuación, si es necesario, sumándolos delante de aquellas sustancias que no están incluidas en la balanza.
Por ejemplo, utilizando el método de la balanza electrónica, es necesario completar la ecuación propuesta y colocar los coeficientes necesarios delante de las fórmulas.
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + KMnO 4 = MnSO 4 + O 2 + …+…
Para empezar, determinamos los valores de los estados de oxidación para cada uno, obtenemos
H 2+ O 2 - + H 2+ S +6 O 4 -2 +K + Mn +7 O 4 -2 = Mn +2 S +6 O 4 -2 + O 2 0 + …+…
En el esquema propuesto, se cambian por oxígeno, así como por manganeso en permanganato de potasio. Así, hemos encontrado un agente reductor y un agente oxidante. En el lado derecho no hay ninguna sustancia que contenga potasio, por lo que en lugar de los huecos crearemos la fórmula de su sulfato.
La última acción en esta tarea será la colocación de coeficientes.
5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4
Los ácidos, el permanganato de potasio y el peróxido de hidrógeno pueden considerarse agentes oxidantes fuertes. Todos los metales presentan propiedades reductoras, transformándose en cationes con carga positiva durante las reacciones.
Conclusión
Los procesos de aceptación y donación de electrones negativos no sólo ocurren en la química inorgánica. El metabolismo que se produce en los organismos vivos es un claro ejemplo de la aparición de reacciones redox en la química orgánica. Esto confirma la importancia de los procesos considerados, su relevancia para la naturaleza viva e inanimada.
Las reacciones de oxidación-reducción, abreviadas ORR, son una de las bases de la asignatura de química, ya que describen la interacción de elementos químicos individuales entre sí. Como sugiere el nombre de estas reacciones, involucran al menos dos químicos diferentes, uno de los cuales actúa como agente oxidante y el otro como agente reductor. Evidentemente, es muy importante poder distinguirlos e identificarlos en diversas reacciones químicas.
Cómo determinar un agente oxidante y un agente reductor.La principal dificultad para determinar el agente oxidante y el agente reductor en reacciones químicas es que las mismas sustancias en diferentes casos pueden ser tanto agentes oxidantes como reductores. Para aprender a determinar correctamente el papel de un elemento químico específico en una reacción, es necesario comprender claramente los siguientes conceptos básicos.
- Oxidación Es el proceso de pérdida de electrones de la capa electrónica externa de un elemento químico. A su momento agente oxidante habrá un átomo, molécula o ion que acepte electrones y con ello baje su estado de oxidación, que es están siendo restaurados . Después de una reacción química de interacción con otra sustancia, el agente oxidante siempre adquiere una carga positiva.
- Recuperación Es el proceso de agregar electrones a la capa electrónica externa de un elemento químico. Restaurador habrá un átomo, molécula o ion que done sus electrones y con ello aumente su estado de oxidación, es decir oxidar . Después de una reacción química de interacción con otra sustancia, un agente reductor siempre adquiere una carga positiva.
- En pocas palabras, un agente oxidante es una sustancia que "toma" electrones y un agente reductor es una sustancia que se los cede al agente oxidante. Es posible determinar quién en una reacción redox desempeña el papel de agente oxidante, quién es agente reductor y en qué casos un agente oxidante se convierte en agente reductor y viceversa, conociendo el comportamiento típico de los elementos individuales en las reacciones químicas.
- Los agentes reductores típicos son metales e hidrógeno: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Cuanto menos ionizados estén, mayores serán sus propiedades reductoras. Por ejemplo, el hierro parcialmente oxidado, que ha cedido un electrón y tiene una carga de +1, podrá ceder un electrón menos en comparación con el hierro “puro”. Además, los agentes reductores pueden ser compuestos de elementos químicos en el estado de oxidación más bajo, en los que todos los orbitales libres están llenos y que solo pueden donar electrones, por ejemplo, amoníaco NH 3, sulfuro de hidrógeno H 2 S, bromuro de hidrógeno HBr, yoduro de hidrógeno HI. , cloruro de hidrógeno HCl.
- Los agentes oxidantes típicos son muchos no metales (F, Cl, I, O, Br). Además, los metales con un alto grado de oxidación (Fe +3, Sn +4, Mn +4), así como algunos compuestos de elementos con un alto grado de oxidación: permanganato de potasio KMnO4, ácido sulfúrico H2SO4, ácido nítrico HNO3, pueden actúan como agentes oxidantes óxido de cobre CuO, cloruro de hierro FeCl 3.
- Los compuestos químicos en estados de oxidación incompletos o intermedios, por ejemplo, ácido nítrico monobásico HNO 2, peróxido de hidrógeno H 2 O 2, ácido sulfuroso H 2 SO 3, pueden exhibir propiedades tanto oxidantes como reductoras dependiendo de las propiedades redox del segundo reactivo involucrado en la interacción. .
Como se desprende de este ejemplo, un átomo de sodio cede su electrón a un átomo de oxígeno. Por tanto, el sodio es un agente reductor y el oxígeno es un agente oxidante. En este caso, el sodio se oxidará por completo, ya que cederá el máximo número posible de electrones, y el átomo de oxígeno no se reducirá por completo, ya que podrá aceptar otro electrón de otro átomo de oxígeno.
Descripción
Durante la reacción redox, el agente reductor cede electrones, es decir, oxida; El agente oxidante gana electrones, es decir, está siendo restaurado. Además, cualquier reacción redox representa la unidad de dos transformaciones opuestas: oxidación y reducción, que ocurren simultáneamente y sin separar una de la otra.
Oxidación
La oxidación es el proceso de pérdida de electrones, con un aumento del grado de oxidación.
Cuando una sustancia se oxida, su estado de oxidación aumenta como resultado de la pérdida de electrones. Los átomos de la sustancia que se oxida se denominan donadores de electrones y los átomos del agente oxidante se denominan aceptores de electrones.
En algunos casos, durante la oxidación, la molécula de la sustancia original puede volverse inestable y descomponerse en partes constituyentes más estables y más pequeñas (ver Radicales libres). En este caso, algunos de los átomos de las moléculas resultantes tienen un estado de oxidación más alto que los mismos átomos de la molécula original.
El agente oxidante, al aceptar electrones, adquiere propiedades reductoras y se convierte en un agente reductor conjugado:
agente oxidante + e − ↔ agente reductor conjugado.
Recuperación
Durante la reducción, los átomos o iones ganan electrones. En este caso, el estado de oxidación del elemento disminuye. Ejemplos: reducción de óxidos metálicos a metales libres utilizando hidrógeno, carbono y otras sustancias; reducción de ácidos orgánicos a aldehídos y alcoholes; hidrogenación de grasas, etc.
El agente reductor, al donar electrones, adquiere propiedades oxidantes, convirtiéndose en un agente oxidante conjugado:
agente reductor - e − ↔ oxidante conjugado.
Un electrón libre y no unido es el agente reductor más fuerte.
pareja redox
Un agente oxidante y su forma reducida, o un agente reductor y su forma oxidada son conjugados. pareja redox, y sus interconversiones son semirreacciones redox.
En cualquier reacción redox intervienen dos pares redox conjugados, entre los cuales existe competencia por los electrones, como resultado de lo cual ocurren dos semirreacciones: una está asociada con la adición de electrones, es decir, reducción, el otro, con la liberación de electrones, es decir. oxidación.
Tipos de reacciones redox
Intermolecular: reacciones en las que los átomos oxidantes y reductores se ubican en moléculas de diferentes sustancias, por ejemplo:
H2S + Cl2 → S + 2HCl
Intramolecular: reacciones en las que los átomos oxidantes y reductores se ubican en moléculas de la misma sustancia, por ejemplo:
2H2O → 2H2 + O2
Desproporción (autooxidación-autocuración): reacciones en las que el mismo elemento actúa como agente oxidante y como agente reductor, por ejemplo:
Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl
Reproporción (conproporción): reacciones en las que se obtiene un estado de oxidación a partir de dos estados de oxidación diferentes del mismo elemento, por ejemplo:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
Ejemplos
Reacción redox entre hidrógeno y flúor.
Se divide en dos medias reacciones:
1) Oxidación:
2) Recuperación:
Reducción de oxidación
En las reacciones redox, los electrones se transfieren de un átomo, molécula o ion a otro. El proceso de pérdida de electrones es la oxidación. Durante la oxidación, el estado de oxidación aumenta: