La transformación de una sustancia en otra con la formación de nuevos compuestos se denomina reacción química. Comprender este proceso es de gran importancia para la vida de las personas, porque con su ayuda puede obtener una gran cantidad de sustancias necesarias y útiles que se encuentran en la naturaleza en pequeñas cantidades o que no existen en su forma natural. Entre las variedades más importantes se encuentran las reacciones redox (abreviadas OVR o redox). Se caracterizan por un cambio en los estados de oxidación de los átomos o iones.
Procesos que ocurren durante la reacción
Durante la reacción, tienen lugar dos procesos: oxidación y reducción. El primero de ellos se caracteriza por la donación de electrones por agentes reductores (donantes) con aumento de su estado de oxidación, el segundo por la adición de electrones por agentes oxidantes (aceptores) con disminución de su estado de oxidación. Los agentes reductores más comunes son metales y compuestos no metálicos en el estado de oxidación más bajo (sulfuro de hidrógeno, amoníaco). típicoLos agentes oxidantes son halógenos, nitrógeno, oxígeno, así como sustancias que contienen un elemento en el estado de oxidación más alto (ácido nítrico o sulfúrico). Átomos, iones, moléculas pueden donar o ganar electrones.
Antes de 1777, se planteó la hipótesis de que la oxidación provocaba la pérdida de una sustancia combustible invisible llamada flogisto. Sin embargo, la teoría de la combustión creada por A. Lavoisier convenció a los científicos de que la oxidación ocurre cuando interactúa con el oxígeno y la reducción ocurre bajo la acción del hidrógeno. Solo después de un tiempo quedó claro que no solo el hidrógeno y el oxígeno pueden afectar las reacciones redox.
Oxidación
El proceso de oxidación puede ocurrir en las fases líquida y gaseosa, así como en la superficie de los sólidos. La oxidación electroquímica que ocurre en soluciones o se funde en el ánodo (un electrodo conectado al polo positivo de la fuente de energía) juega un papel especial. Por ejemplo, cuando los fluoruros se derriten por electrólisis (la descomposición de una sustancia en sus elementos constituyentes en los electrodos), se obtiene el agente oxidante inorgánico más fuerte, el flúor.
Otro ejemplo clásico de oxidación es la combustión en aire y oxígeno puro. Varias sustancias son capaces de este proceso: metales y no metales, compuestos orgánicos e inorgánicos. De importancia práctica es la combustión del combustible, que es principalmente una mezcla compleja de hidrocarburos con pequeñas cantidades de oxígeno, azufre, nitrógeno y otros elementos.
oxidante clásico –oxígeno
Una sustancia simple o un compuesto químico en el que los átomos unen electrones se denomina agente oxidante. Un ejemplo clásico de tal sustancia es el oxígeno, que se convierte en óxidos después de la reacción. Pero también un agente oxidante en las reacciones redox es el ozono, que se reduce a sustancias orgánicas (por ejemplo, cetonas y aldehídos), peróxidos, hipocloritos, cloratos, ácidos nítrico y sulfúrico, óxido de manganeso y permanganato. Es fácil ver que todas estas sustancias contienen oxígeno.
Otros oxidantes comunes
Sin embargo, la reacción redox no es solo un proceso que involucra oxígeno. En cambio, los halógenos, el cromo e incluso los cationes metálicos y un ion de hidrógeno (si se convierte en una sustancia simple como resultado de la reacción) pueden actuar como agentes oxidantes.
La cantidad de electrones que se aceptarán depende en gran medida de la concentración del agente oxidante, así como de la actividad del metal que interactúa con él. Por ejemplo, en la reacción de ácido nítrico concentrado con un metal (zinc), se pueden aceptar 3 electrones, y en la interacción de las mismas sustancias, siempre que el ácido esté en una forma muy diluida, ya 8 electrones.
Los oxidantes más fuertes
Todos los agentes oxidantes difieren en la fuerza de sus propiedades. Así, el ion de hidrógeno tiene una baja capacidad oxidante, mientras que el cloro atómico, formado en agua regia (una mezcla de ácidos nítrico y clorhídrico en una proporción de 1:3), puede oxidar incluso el oro y el platino.
El ácido selénico concentrado tiene propiedades similares. Esto lo hace único entre otros ácidos orgánicos. Cuando se diluye, no puede interactuar con el oro, pero sigue siendo más fuerte que el ácido sulfúrico e incluso puede oxidar otros ácidos, como el ácido clorhídrico.
Otro ejemplo de un agente oxidante fuerte es el permanganato de potasio. Interactúa con éxito con compuestos orgánicos y es capaz de romper fuertes enlaces de carbono. El óxido de cobre, el ozonuro de cesio, el superóxido de cesio, así como el difluoruro de xenón, el tetrafluoruro y el hexafluoruro de xenón también tienen una alta actividad. Su capacidad oxidante se debe al alto potencial de electrodo cuando reaccionan en una solución acuosa diluida.
Sin embargo, hay sustancias en las que este potencial es aún mayor. Entre las moléculas inorgánicas, el flúor es el agente oxidante más fuerte, pero no puede actuar sobre el gas inerte xenón sin calor y presión adicionales. Pero esto se soluciona con éxito con hexafluoruro de platino, difluorodióxido, difluoruro de criptón, difluoruro de plata, sales de plata divalente y algunas otras sustancias. Por su capacidad única para reacciones redox, se clasifican como oxidantes muy fuertes.
Recuperación
Originalmente, el término "recuperación" era sinónimo de desoxidación, es decir, la privación de una sustancia de oxígeno. Sin embargo, con el tiempo, la palabra adquirió un nuevo significado, se refería a la extracción de metales de los compuestos que los contenían, así como a toda transformación química en la quela parte electronegativa de una sustancia se reemplaza por un elemento con carga positiva, como el hidrógeno.
La complejidad del proceso depende en gran medida de la afinidad química de los elementos del compuesto. Cuanto más débil es, más fácil se lleva a cabo la reacción. Normalmente, la afinidad es más débil en los compuestos endotérmicos (se absorbe calor durante su formación). Su recuperación es bastante sencilla. Un ejemplo llamativo de esto son los explosivos.
Para que una reacción involucre compuestos exotérmicos (formados con la liberación de calor), se debe aplicar una fuerte fuente de energía, como una corriente eléctrica.
Reductores estándar
El agente reductor más antiguo y común es el carbón. Se mezcla con óxidos de minerales, cuando se calienta, se libera oxígeno de la mezcla, que se combina con el carbono. El resultado es un polvo, gránulos o aleación metálica.
Otro agente reductor común es el hidrógeno. También se puede utilizar para extraer metales. Para ello, los óxidos se obstruyen en un tubo por el que se hace pasar una corriente de hidrógeno. Básicamente, este método se aplica al cobre, plomo, estaño, níquel o cob alto. Puedes aplicarlo al hierro, pero la reducción será incompleta y se formará agua. El mismo problema se observa cuando se intenta tratar óxidos de zinc con hidrógeno, y se agrava aún más por la volatilidad del metal. El potasio y algunos otros elementos no se reducen en absoluto con hidrógeno.
Características de las reacciones en química orgánica
En progresola partícula de reducción acepta electrones y, por lo tanto, reduce el número de oxidación de uno de sus átomos. Sin embargo, es conveniente determinar la esencia de la reacción cambiando el estado de oxidación con la participación de compuestos inorgánicos, mientras que en química orgánica es difícil calcular el número de oxidación, muchas veces tiene un valor fraccionario.
Para navegar por las reacciones redox que involucran sustancias orgánicas, debe recordar la siguiente regla: la reducción ocurre cuando un compuesto cede átomos de oxígeno y adquiere átomos de hidrógeno, y viceversa, la oxidación se caracteriza por la adición de oxígeno.
El proceso de reducción es de gran importancia práctica para la química orgánica. Es él quien subyace a la hidrogenación catalítica utilizada con fines industriales o de laboratorio, en particular, la purificación de sustancias y sistemas a partir de impurezas de hidrocarburos y oxígeno.
La reacción puede proceder tanto a bajas temperaturas y presiones (hasta 100 grados centígrados y 1-4 atmósferas, respectivamente) como a altas temperaturas (hasta 400 grados y varios cientos de atmósferas). La producción de sustancias orgánicas requiere instrumentos complejos para proporcionar las condiciones adecuadas.
Los metales activos del grupo del platino o el níquel no precioso, el cobre, el molibdeno y el cob alto se utilizan como catalizadores. Esta última opción es más económica. La restauración ocurre debido a la sorción simultánea del sustrato y el hidrógeno con la facilitación de la reacción entre ellos.
Continúan las reacciones de reduccióny dentro del cuerpo humano. En algunos casos, pueden ser útiles e incluso vitales, en otros pueden acarrear graves consecuencias negativas. Por ejemplo, los compuestos que contienen nitrógeno en el cuerpo se convierten en aminas primarias que, entre otras funciones útiles, constituyen sustancias proteicas que son el material de construcción de los tejidos. Al mismo tiempo, los alimentos teñidos con anilina producen compuestos tóxicos.
Tipos de reacciones
Qué tipo de reacciones redox, queda claro si observa la presencia de cambios en los estados de oxidación. Pero dentro de este tipo de transformación química, existen variaciones.
Entonces, si en la interacción participan moléculas de diferentes sustancias, una de las cuales incluye un átomo oxidante y la otra un agente reductor, la reacción se considera intermolecular. En este caso, la ecuación de la reacción redox puede ser la siguiente:
Fe + 2HCl=FeCl2 + H2.
La ecuación muestra que los estados de oxidación del hierro y el hidrógeno cambian, mientras que forman parte de diferentes sustancias.
Pero también existen reacciones redox intramoleculares, en las que un átomo de un compuesto químico se oxida y otro se reduce, y se obtienen nuevas sustancias:
2H2O=2H2 + O2.
Un proceso más complejo ocurre cuando el mismo elemento actúa como donante y aceptor de electrones y forma varios compuestos nuevos, que se incluyen en diferentes estados de oxidación. Tal proceso se llamadismutación o desproporción. Un ejemplo de esto es la siguiente transformación:
4KClO3=KCl + 3KClO4.
De la ecuación anterior de la reacción redox, se puede ver que la sal de Bertolet, en la que el cloro está en el estado de oxidación de +5, se descompone en dos componentes: cloruro de potasio con el estado de oxidación del cloro -1 y perclorato con un número de oxidación de +7. Resulta que el mismo elemento aumentó y disminuyó simultáneamente su estado de oxidación.
El reverso del proceso de dismutación es la reacción de coproporción o reproporción. En él, dos compuestos, que contienen el mismo elemento en diferentes estados de oxidación, reaccionan entre sí para formar una nueva sustancia con un único número de oxidación:
SO2 +2H2S=3S + 2H2O.
Como puede ver en los ejemplos anteriores, en algunas ecuaciones, la sustancia está precedida por números. Muestran el número de moléculas involucradas en el proceso y se denominan coeficientes estequiométricos de reacciones redox. Para que la ecuación sea correcta, debes saber cómo ordenarlas.
método E-balance
El equilibrio en las reacciones redox siempre se conserva. Esto significa que el agente oxidante acepta exactamente tantos electrones como los que cedió el agente reductor. Para componer correctamente una ecuación para una reacción redox, debe seguir este algoritmo:
- Determina los estados de oxidación de los elementos antes y después de la reacción. por ejemplo, enLa reacción entre el ácido nítrico y el fósforo en presencia de agua produce ácido fosfórico y óxido nítrico: HNO3 + P + H2O=H3PO4 + NO. El hidrógeno en todos los compuestos tiene un estado de oxidación de +1 y el oxígeno tiene -2. Para el nitrógeno, antes de que comience la reacción, el número de oxidación es +5, y después de que procede +2, para el fósforo - 0 y +5, respectivamente.
- Marca los elementos en los que ha cambiado el número de oxidación (nitrógeno y fósforo).
- Componer ecuaciones electrónicas: N+5 + 3e=N+2; R0 - 5e=R+5.
- Ecualice el número de electrones recibidos eligiendo el mínimo común múltiplo y calculando el multiplicador (los números 3 y 5 son divisores del número 15, respectivamente, el multiplicador para el nitrógeno es 5 y para el fósforo 3): 5N +5 + (3 x 5)e=5N+2; 3P0 - 15e=3P+5.
- Sume las semirreacciones resultantes según las partes izquierda y derecha: 5N+5 + 3P0=5N + 2 - 15°=3Р+5. Si todo se hace correctamente en esta etapa, los electrones se encogerán.
- Reescribe completamente la ecuación, poniendo los coeficientes según el balance electrónico de la reacción redox: 5HNO3 + 3P + H2 O=3H 3PO4 + 5NO.
- Compruebe si el número de elementos antes y después de la reacción sigue siendo el mismo en todas partes y, si es necesario, agregue coeficientes delante de otras sustancias (en este ejemplo, la cantidad de hidrógeno y oxígeno no se igualaron, para que la ecuación de reacción para que se vea correcta, necesita agregar un coeficiente delante deagua): 5HNO3 + 3P + 2H2O=3H3PO 4 + 5NO.
Un método tan simple le permite colocar correctamente los coeficientes y evitar confusiones.
Ejemplos de reacciones
Un ejemplo ilustrativo de una reacción redox es la interacción del manganeso con ácido sulfúrico concentrado, procediendo de la siguiente manera:
Mn + 2H2SO4=MnSO4 + SO 2 + 2 H2O.
La reacción redox procede con un cambio en los estados de oxidación del manganeso y el azufre. Antes del inicio del proceso, el manganeso estaba en estado libre y tenía un estado de oxidación cero. Pero al interactuar con el azufre, que forma parte del ácido, aumenta el estado de oxidación a +2, actuando así como donante de electrones. El azufre, por el contrario, desempeñó el papel de aceptor, reduciendo el estado de oxidación de +6 a +4.
Sin embargo, también hay reacciones en las que el manganeso actúa como aceptor de electrones. Por ejemplo, esta es la interacción de su óxido con el ácido clorhídrico, procediendo según la reacción:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2 H2O.
La reacción redox en este caso procede con una disminución del estado de oxidación del manganeso de +4 a +2 y un aumento del estado de oxidación del cloro de -1 a 0.
Anteriormente, la oxidación del óxido de azufre con óxido de nitrógeno en presencia de agua, que producía un 75% de ácido sulfúrico, tenía una gran importancia práctica:
SO2 + NO2 + H2O=NO + H2So4.
La reacción redox solía llevarse a cabo en torres especiales, y el producto final se llamaba torre. Ahora bien, este método está lejos de ser el único en la producción de ácido, ya que existen otros métodos modernos, por ejemplo, el contacto con catalizadores sólidos. Pero la obtención de ácido por el método de reacción redox no solo tiene un significado industrial, sino también histórico, ya que fue precisamente un proceso de este tipo el que ocurrió espontáneamente en el aire de Londres en diciembre de 1952.
El anticiclón trajo entonces un clima inusualmente frío y la gente del pueblo comenzó a usar mucho carbón para calentar sus hogares. Como este recurso era de mala calidad después de la guerra, se concentró en el aire una gran cantidad de dióxido de azufre, que reaccionó con la humedad y el óxido de nitrógeno de la atmósfera. Como consecuencia de este fenómeno, ha aumentado la mortalidad de lactantes, ancianos y personas que padecen enfermedades respiratorias. El evento recibió el nombre de Great Smog.
Por lo tanto, las reacciones redox son de gran importancia práctica. Comprender su mecanismo le permite comprender mejor los procesos naturales y lograr nuevas sustancias en el laboratorio.
