Cambiando el estado de oxidación. Lección extracurricular: reacciones redox. En un ambiente altamente alcalino
Hay dos tipos de reacciones químicas:
A Reacciones en las que el estado de oxidación de los elementos no cambia:
Reacciones de adición
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3
Reacciones de descomposición
Cu (OH) 2 = CuO + H 2 O
Reacciones de intercambio
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O
B Reacciones en las que se produce un cambio en los estados de oxidación de los átomos de los elementos que componen los compuestos que reaccionan y la transferencia de electrones de un compuesto a otro:
2Mg 0 + O 2 0 = 2Mg +2 O -2
2KI -1 + Cl 2 0 = 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 = Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Estas reacciones se denominan reacciones redox.
El estado de oxidación es la carga condicional de un átomo en una molécula, que se calcula asumiendo que la molécula consta de iones y generalmente es eléctricamente neutra.
Los elementos más electronegativos del compuesto tienen estados de oxidación negativos y los átomos de los elementos con menos electronegatividad son positivos.
El estado de oxidación es un concepto formal; en algunos casos, el estado de oxidación no coincide con la valencia.
Por ejemplo:
N 2 H 4 (hidracina)
estado de oxidación del nitrógeno -2; valencia de nitrógeno - 3.
Cálculo del estado de oxidación.
Para calcular el estado de oxidación de un elemento, se deben considerar los siguientes puntos:
1. Los estados de oxidación de los átomos en sustancias simples son cero (Na 0; H 2 0).
2. La suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos que componen una molécula es siempre cero, y en un ion complejo, esta suma es igual a la carga del ion.
3. Los átomos tienen un estado de oxidación constante en compuestos con átomos de otros elementos: Metales alcalinos (+1), metales alcalinotérreos(+2), flúor
(-1), hidrógeno (+1) (excepto hidruros metálicos Na + H -, Ca 2+ H 2 -, etc., donde el estado de oxidación del hidrógeno es -1), oxígeno (-2) (excepto F 2 -1 O + 2 y peróxidos que contienen el grupo –O - O–, en el que el estado de oxidación del oxígeno es -1).
4. Para los elementos, el estado de oxidación positivo no puede exceder un valor igual al número de grupo del sistema periódico.
Ejemplos de:
V 2 + 5 O 5 -2; Na 2 + 1 B 4 + 3 O 7 -2; K + 1 Cl + 7 O 4 -2; N -3 H3 +1; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7-2
Reducción de oxidación
En las reacciones redox, los electrones de un átomo, molécula o ión se transfieren a otro. El proceso de donación de electrones es la oxidación. Con la oxidación, el estado de oxidación aumenta:
H 2 0 - 2ē = 2H + + 1 / 2О 2
S -2 - 2ē = S 0
Al 0 - 3ē = Al +3
Fe +2 - ē = Fe +3
2Br - - 2ē = Br 2 0
Proceso de unión de electrones - reducción: la reducción reduce el estado de oxidación.
Mn +4 + 2ē = Mn +2
S 0 + 2ē = S -2
Cr +6 + 3ē = Cr +3
Cl 2 0 + 2ē = 2Cl -
O 2 0 + 4ē = 2O -2
Los átomos, moléculas o iones que unen electrones en esta reacción son agentes oxidantes y los que donan electrones son agentes reductores.
El agente oxidante se reduce durante la reacción, el agente reductor se oxida.
Propiedades redox de una sustancia y estado de oxidación de sus átomos constituyentes
Los compuestos que contienen átomos de elementos con el estado de oxidación máximo solo pueden ser agentes oxidantes debido a estos átomos, ya que ya han renunciado a todos sus electrones de valencia y solo pueden aceptar electrones. El estado de oxidación máximo de un átomo de un elemento es igual al número del grupo en la tabla periódica al que pertenece este elemento. Los compuestos que contienen átomos de elementos con un estado de oxidación mínimo solo pueden servir como agentes reductores, ya que solo son capaces de donar electrones, porque el nivel de energía externa de dichos átomos se completa con ocho electrones. El estado de oxidación mínimo para los átomos metálicos es 0, para los no metales - (n - 8) (donde n es el número de grupo en sistema periódico). Los compuestos que contienen átomos de elementos con un estado de oxidación intermedio pueden ser tanto agentes oxidantes como reductores, dependiendo del socio con el que interactúan y de las condiciones de reacción.
Los agentes reductores y oxidantes más importantes.
Agentes reductores
Monóxido de carbono (II) (CO).
Sulfuro de hidrógeno (H2S);
óxido de azufre (IV) (SO 2);
ácido sulfuroso H 2 SO 3 y sus sales.
Ácidos hidrohálicos y sus sales.
Cationes metálicos en los estados de oxidación más bajos: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.
Ácido nitroso HNO 2;
amoniaco NH3;
hidrazina NH _ {2} NH _ {2};
óxido nítrico (II) (NO).
Cátodo de electrólisis.
Oxidantes
Halógenos.
Permanganato de potasio (KMnO 4);
manganato de potasio (K 2 MnO 4);
óxido de manganeso (IV) (MnO 2).
Dicromato de potasio (K 2 Cr 2 O 7);
cromato de potasio (K 2 CrO 4).
Ácido nítrico(HNO 3).
Ácido sulfurico(H 2 SO 4) conc.
Óxido de cobre (II) (CuO);
óxido de plomo (IV) (PbO 2);
óxido de plata (Ag 2 O);
peróxido de hidrógeno (H 2 O 2).
Cloruro de hierro (III) (FeCl 3).
Sal de Berthollet (KClO 3).
Ánodo de electrólisis.
Uno de los conceptos básicos no es química Orgánica es el concepto de estado de oxidación (CO).
El estado de oxidación de un elemento en un compuesto es la carga formal de un átomo de un elemento, calculado asumiendo que los electrones de valencia se transfieren a átomos con mayor electronegatividad relativa (RER) y todos los enlaces en la molécula del compuesto son iónicos.
El estado de oxidación del elemento E se indica en la parte superior sobre el símbolo del elemento con un signo "+" o "-" delante del número.
El estado de oxidación de los iones que existen realmente en una solución o cristales coincide con su número de carga y se indica de manera similar con un "+" o "" después del número, por ejemplo, Ca 2+.
El método Stock también se utiliza para designar el estado de oxidación en números romanos después del símbolo del elemento: Mn (VII), Fe (III).
La cuestión del signo del estado de oxidación de los átomos en una molécula se resuelve comparando las electronegatividades de los átomos conectados que forman la molécula. En este caso, un átomo con menor electronegatividad tiene un estado de oxidación positivo y uno negativo con mayor electronegatividad.
Cabe señalar que el estado de oxidación no se puede equiparar con la valencia de un elemento. La valencia, definida como el número de enlaces químicos mediante los cuales un átomo dado está conectado a otros átomos, no puede ser cero y no tiene un signo "+" o "". El estado de oxidación puede tener valores tanto positivos como negativos, así como valores cero o incluso fraccionarios. Entonces, en la molécula de CO 2, el estado de oxidación de C es +4, y en la molécula de CH 4, el estado de oxidación de C es 4. La valencia del carbono en ambos compuestos es IV.
A pesar de las desventajas anteriores, el uso del concepto de estado de oxidación es conveniente cuando se clasifican compuestos químicos y se elaboran ecuaciones para reacciones redox.
Las reacciones redox implican dos procesos interrelacionados: oxidación y reducción.
Por oxidación el proceso de pérdida de electrones se llama. Restauracion el proceso de unión de electrones.
Las sustancias cuyos átomos o iones donan electrones se denominan agentes reductores. Las sustancias cuyos átomos o iones unen electrones (o extraen un par común de electrones a sí mismos) se denominan oxidantes.
Cuando el elemento se oxida, aumenta el estado de oxidación, es decir, el agente reductor aumenta el estado de oxidación durante la reacción.
Por el contrario, cuando el elemento se reduce, el estado de oxidación disminuye, es decir, durante la reacción, el agente oxidante disminuye el estado de oxidación.
Así, es posible dar la siguiente formulación de reacciones redox: las reacciones redox son reacciones que ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos de los elementos que componen las sustancias reaccionantes.
Agentes oxidantes y reductores
Para predecir los productos y la dirección de las reacciones redox, es útil recordar que los agentes oxidantes típicos son sustancias simples cuyos átomos tienen un REA grande> 3.0 (elementos de los grupos VIA y VIIA). De estos, los oxidantes más poderosos son el flúor (OEO = 4.0), oxígeno (OEO = 3.0), cloro (OEO = 3.5). Los agentes oxidantes importantes incluyen PbO 2, KMnO 4, Ca (SO 4) 2, K 2 Cr 2 O 7 , HClO, HClO 3, KCIO 4, NaBiO 3, H 2 SO4 (conc), HNO 3 (conc), Na 2 O 2, (NH 4) 2 S 2 O 8, KCIO 3, H 2 O 2 y otras sustancias que contienen átomos con CO más alto o más alto.
Los agentes reductores típicos incluyen sustancias simples, cuyos átomos tienen un pequeño OEO< 1,5 (металлы IA и IIAгрупп и некоторые другие металлы). К важным восстановителям относятся H 2 S, NH 3 , HI, KI, SnCl 2 , FeSO 4 , C, H 2 , CO, H 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , CuCl, Na 2 S 2 O 3 и другие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.
Al elaborar las ecuaciones de las reacciones redox, se pueden utilizar dos métodos: el método de equilibrio electrónico y el método iónico-electrónico (método de media reacción). Una idea más correcta de los procesos redox en soluciones viene dada por el método iónico-electrónico. Con la ayuda de este método, se predicen los cambios que experimentan los iones y moléculas que realmente existen en la solución.
Además de predecir los productos de reacción, las ecuaciones de semirreacción iónica son necesarias para comprender los procesos redox que ocurren durante la electrólisis y en las celdas galvánicas. Este método refleja el papel del medio ambiente como participante en el proceso. Y finalmente, al utilizar este método, no es necesario conocer de antemano todas las sustancias formadas, ya que muchas de ellas se obtienen al elaborar la ecuación de reacciones redox.
Debe tenerse en cuenta que, aunque las semirreacciones reflejan procesos reales que ocurren durante las reacciones redox, no pueden identificarse con las etapas reales (mecanismo) de las reacciones redox.
La naturaleza y la dirección de las reacciones redox están influenciadas por muchos factores: la naturaleza de las sustancias que reaccionan, la reacción del medio, la concentración, la temperatura, los catalizadores.
El significado biológico de los procesos redox
Los procesos importantes en los organismos animales son las reacciones de oxidación enzimática de las sustancias del sustrato: carbohidratos, grasas, aminoácidos. Como resultado de estos procesos, los organismos reciben un gran número de energía. Aproximadamente el 90% del requerimiento total de energía de un macho adulto se satisface con la energía producida en los tejidos durante la oxidación de carbohidratos y grasas. El resto de la energía ~ 10% proviene de la degradación oxidativa de los aminoácidos.
La oxidación biológica procede de acuerdo con mecanismos complejos con la participación de una gran cantidad de enzimas. En las mitocondrias, la oxidación ocurre como resultado de la transferencia de electrones de sustratos orgánicos. Como portadores de electrones, la cadena respiratoria de las mitocondrias incluye varias proteínas que contienen varios grupos funcionales que están diseñados para transportar electrones. A medida que se mueven a lo largo de la cadena de un intermedio a otro, los electrones pierden energía libre. Por cada par de electrones transferidos al oxígeno a lo largo de la cadena respiratoria, se sintetizan 3 moléculas de ATP. La energía libre liberada durante la transferencia de 2 electrones al oxígeno es 220 kJ / mol.
La síntesis de 1 molécula de ATP en condiciones estándar consume 30,5 kJ. Por tanto, está claro que una parte bastante significativa de la energía libre liberada durante la transferencia de un par de electrones se almacena en moléculas de ATP. A partir de estos datos, queda claro el papel de la transferencia de electrones en varias etapas desde el agente reductor inicial al oxígeno. La gran energía (220 kJ) liberada durante la transferencia de un par de electrones al oxígeno se descompone en una serie de porciones correspondientes a etapas separadas de oxidación. En tres de estas etapas, la cantidad de energía liberada corresponde aproximadamente a la energía requerida para la síntesis de 1 molécula de ATP.
DEFINICIÓN
Estado de oxidación es una evaluación cuantitativa del estado de un átomo elemento químico en un compuesto basado en su electronegatividad.
Toma valores tanto positivos como negativos. Para indicar el estado de oxidación de un elemento en un compuesto, debe colocar un número arábigo sobre su símbolo con el signo correspondiente ("+" o "-").
Cabe recordar que el estado de oxidación es una cantidad que no tiene significado físico, ya que no refleja la carga real de un átomo. Sin embargo, este concepto se utiliza mucho en química.
Tabla de estados de oxidación de elementos químicos.
Los estados de oxidación máximo positivo y mínimo negativo se pueden determinar utilizando la tabla periódica de D.I. Mendeleev. Son iguales al número del grupo en el que se encuentra el elemento y la diferencia entre el valor del estado de oxidación "más alto" y el número 8, respectivamente.
Considerando compuestos químicos más específicamente, en sustancias con enlaces apolares, el estado de oxidación de los elementos es cero (N 2, H 2, Cl 2).
El estado de oxidación de los metales en estado elemental es cero, ya que la distribución de la densidad de electrones en ellos es uniforme.
En los compuestos iónicos simples, el estado de oxidación de sus elementos constituyentes es igual a la carga eléctrica, ya que durante la formación de estos compuestos ocurre una transición casi completa de electrones de un átomo a otro: Na +1 I -1, Mg +2 Cl -1 2, Al +3 F - 1 3, Zr +4 Br -1 4.
Al determinar el estado de oxidación de elementos en compuestos con enlaces covalentes polares, se comparan los valores de sus electronegatividades. Dado que durante la formación de un enlace químico, los electrones se desplazan a átomos de elementos más electronegativos, estos últimos tienen un estado de oxidación negativo en los compuestos.
Hay elementos para los que solo es característico un valor del estado de oxidación (flúor, metales de los grupos IA y IIA, etc.). Caracterizado por flúor el mayor valor electronegatividad, en los compuestos siempre tiene un estado de oxidación negativo constante (-1).
Los elementos alcalinos y alcalinotérreos, que se caracterizan por un valor relativamente bajo de electronegatividad, siempre tienen un estado de oxidación positivo igual a (+1) y (+2), respectivamente.
Sin embargo, también existen tales elementos químicos, que se caracterizan por varios valores del estado de oxidación (azufre - (-2), 0, (+2), (+4), (+6), etc.).
Para que sea más fácil recordar cuántos y qué estados de oxidación son característicos de un elemento químico en particular, se utilizan tablas de estados de oxidación de elementos químicos, que se ven así:
|
Número de serie |
Ruso Inglés título |
Símbolo químico |
Estado de oxidación |
|
Hidrógeno / Hidrógeno |
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|
Helio / Helio |
|||
|
Litio / litio |
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|
Berilio / Berilio |
|||
|
(-1), 0, (+1), (+2), (+3) |
|||
|
Carbono / Carbono |
(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4) |
||
|
Nitrógeno / nitrógeno |
(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5) |
||
|
Oxigeno / Oxigeno |
(-2), (-1), 0, (+1), (+2) |
||
|
Flúor / Flúor |
|||
|
Sodio / sodio |
|||
|
Magnesio / magnesio |
|||
|
Aluminio / Aluminio |
|||
|
Silicio / Silicio |
(-4), 0, (+2), (+4) |
||
|
Fósforo |
(-3), 0, (+3), (+5) |
||
|
Azufre / Azufre |
(-2), 0, (+4), (+6) |
||
|
Cloro / cloro |
(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), rara vez (+2) y (+4) |
||
|
Argón / argón |
|||
|
Potasio |
|||
|
Calcio / calcio |
|||
|
Escandio / escandio |
|||
|
Titanio / titanio |
(+2), (+3), (+4) |
||
|
Vanadio / Vanadio |
(+2), (+3), (+4), (+5) |
||
|
Cromo / Cromo |
(+2), (+3), (+6) |
||
|
Manganeso / Manganeso |
(+2), (+3), (+4), (+6), (+7) |
||
|
Hierro / Hierro |
(+2), (+3), raramente (+4) y (+6) |
||
|
Cobalto / Cobalto |
(+2), (+3), raramente (+4) |
||
|
Níquel / níquel |
(+2), raras veces (+1), (+3) y (+4) |
||
|
Cobre / Cobre |
+1, +2, raramente (+3) |
||
|
Galio / Galio |
(+3), raramente (+2) |
||
|
Germanio / Germanio |
(-4), (+2), (+4) |
||
|
Arsénico / Arsénico |
(-3), (+3), (+5), raramente (+2) |
||
|
Selenio / Selenio |
(-2), (+4), (+6), raramente (+2) |
||
|
Bromo / Bromo |
(-1), (+1), (+5), raramente (+3), (+4) |
||
|
Criptón / Criptón |
|||
|
Rubidio / Rubidio |
|||
|
Estroncio / Estroncio |
|||
|
Itrio / itrio |
|||
|
Circonio / Circonio |
(+4), raramente (+2) y (+3) |
||
|
Niobio / Niobio |
(+3), (+5), raramente (+2) y (+4) |
||
|
Molibdeno / Molibdeno |
(+3), (+6), rara vez (+2), (+3) y (+5) |
||
|
Tecnecio |
|||
|
Rutenio / Rutenio |
(+3), (+4), (+8), raramente (+2), (+6) y (+7) |
||
|
Rodio / Rodio |
(+4), raramente (+2), (+3) y (+6) |
||
|
Paladio / Paladio |
(+2), (+4), raramente (+6) |
||
|
Plata / plata |
(+1), raramente (+2) y (+3) |
||
|
Cadmio / Cadmio |
(+2), raramente (+1) |
||
|
Indio / indio |
(+3), raramente (+1) y (+2) |
||
|
Estaño / Estaño |
(+2), (+4) |
||
|
Antimonio / Antimonio |
(-3), (+3), (+5), raramente (+4) |
||
|
Telurio / Telurio |
(-2), (+4), (+6), raramente (+2) |
||
|
(-1), (+1), (+5), (+7), rara vez (+3), (+4) |
|||
|
Xenón / Xenón |
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|
Cesio / Cesio |
|||
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Bario / Bario |
|||
|
Lantano / Lantano |
|||
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Cerio / Cerio |
(+3), (+4) |
||
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Praseodimio |
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Neodimio / neodimio |
(+3), (+4) |
||
|
Prometio / Prometio |
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|
Samario |
(+3), raramente (+2) |
||
|
Europio / Europio |
(+3), raramente (+2) |
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|
Gadolinio / gadolinio |
|||
|
Terbio / Terbio |
(+3), (+4) |
||
|
Disprosio / disprosio |
|||
|
Holmio / Holmio |
|||
|
Erbio / Erbio |
|||
|
Tulio / Tulio |
(+3), raramente (+2) |
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|
Iterbio / iterbio |
(+3), raramente (+2) |
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Lutecio |
|||
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Hafnio / Hafnio |
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|
Tantalio / Tantalio |
(+5), raramente (+3), (+4) |
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Tungsteno / tungsteno |
(+6), raramente (+2), (+3), (+4) y (+5) |
||
|
Renio / Renio |
(+2), (+4), (+6), (+7), raramente (-1), (+1), (+3), (+5) |
||
|
Osmio / Osmio |
(+3), (+4), (+6), (+8), rara vez (+2) |
||
|
Iridio / Iridio |
(+3), (+4), (+6), rara vez (+1) y (+2) |
||
|
Platino / platino |
(+2), (+4), (+6), rara vez (+1) y (+3) |
||
|
Dorado / Dorado |
(+1), (+3), raramente (+2) |
||
|
Mercurio / Mercurio |
(+1), (+2) |
||
|
Talio / Talio |
(+1), (+3), raramente (+2) |
||
|
Plomo / Plomo |
(+2), (+4) |
||
|
Bismuto / Bismuto |
(+3), raramente (+3), (+2), (+4) y (+5) |
||
|
Polonio / polonio |
(+2), (+4), raramente (-2) y (+6) |
||
|
Astatine / Astatine |
|||
|
Radón / Radón |
|||
|
Francio / Francio |
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|
Radio / radio |
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Actinio / Actinio |
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Torio / torio |
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Proactinio / Protactinio |
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Uranio / Uranio |
(+3), (+4), (+6), raramente (+2) y (+5) |
Ejemplos de resolución de problemas
EJEMPLO 1
- El estado de oxidación del fósforo en la fosfina es (-3), y en ácido fosfórico- (+5). Cambio en el estado de oxidación del fósforo: +3 → +5, es decir primera opción de respuesta.
- El estado de oxidación de un elemento químico en sustancia simple es igual a cero. El estado de oxidación del fósforo en el óxido de la composición P 2 O 5 es (+5). Cambio en el estado de oxidación del fósforo: 0 → +5, es decir tercera opción de respuesta.
- El estado de oxidación del fósforo en el ácido de la composición HPO 3 es (+5) y H 3 PO 2 - (+1). Cambio en el estado de oxidación del fósforo: +5 → +1, es decir opción de quinta respuesta.
EJEMPLO 2
| Ejercicio | El estado de oxidación (-3) que tiene el carbono en el compuesto: a) CH 3 Cl; b) C 2 H 2; c) HCOH; d) C 2 H 6. |
| Solución | Para dar la respuesta correcta a la pregunta planteada, determinaremos alternativamente el estado de oxidación del carbono en cada uno de los compuestos propuestos. a) el estado de oxidación del hidrógeno es (+1) y el cloro es (-1). Tomemos el estado de oxidación del carbono como "x": x + 3 × 1 + (-1) = 0; La respuesta es incorrecta. b) el estado de oxidación del hidrógeno es (+1). Tomemos el estado de oxidación del carbono para "y": 2 × y + 2 × 1 = 0; La respuesta es incorrecta. c) el estado de oxidación del hidrógeno es (+1) y el oxígeno es (-2). Tomemos el estado de oxidación del carbono para "z": 1 + z + (-2) +1 = 0: La respuesta es incorrecta. d) el estado de oxidación del hidrógeno es (+1). Tomemos el estado de oxidación del carbono para "a": 2 × a + 6 × 1 = 0; Respuesta correcta. |
| Respuesta | Opción (d) |
Sobre esta base, se distinguen las reacciones redox y las reacciones que se desarrollan sin cambiar los estados de oxidación de los elementos químicos.
Estos incluyen muchas reacciones, incluidas todas las reacciones de sustitución, así como aquellas reacciones de compuestos y descomposición en las que al menos una sustancia simple está involucrada, por ejemplo:
Como recordará, los coeficientes en reacciones redox complejas se establecen utilizando el método de balance electrónico:
En química orgánica, las propiedades de los aldehídos pueden servir como un ejemplo sorprendente de reacciones redox.
1. Se reducen a los correspondientes alcoholes:
2. Los aldehídos se oxidan a los ácidos correspondientes:
La esencia de todos los ejemplos anteriores de reacciones redox se presentó utilizando el conocido método de equilibrio electrónico. Se basa en comparar los estados de oxidación de los átomos en los reactivos y productos de reacción y en equilibrar el número de electrones en los procesos de oxidación y reducción. Este método se utiliza para formular las ecuaciones de reacciones que ocurren en cualquier fase. Esto lo hace versátil y conveniente. Pero al mismo tiempo, tiene un serio inconveniente: cuando se expresa la esencia de las reacciones redox que ocurren en soluciones, se indican partículas que realmente no existen.
En este caso, es más conveniente utilizar otro método: el método de semirreacciones. Se basa en la preparación de ecuaciones iónicas-electrónicas para los procesos de oxidación y reducción, teniendo en cuenta las partículas de la vida real y su posterior suma en una ecuación general. Este método no utiliza el concepto de "estado de oxidación" y los productos se determinan al derivar la ecuación de reacción.
Demostremos este método con un ejemplo: compondremos la ecuación de la reacción redox del zinc con ácido nítrico concentrado.
1. Anotamos el esquema iónico del proceso, que incluye únicamente el agente reductor y el producto de su oxidación, el oxidante y el producto de su reducción:
2. Hacemos la ecuación ion-electrónica del proceso de oxidación (esta es la 1ª semirreacción):
3. Componemos la ecuación ion-electrónica del proceso de reducción (esta es la segunda media reacción):
Tenga en cuenta: las ecuaciones electrón-ión se elaboran de acuerdo con la ley de conservación de masa y carga.
4. Escribimos las ecuaciones de las semirreacciones para que el número de electrones entre el agente reductor y el oxidante esté equilibrado:
5. Resumamos las ecuaciones de semirreacciones término por término. Componemos la ecuación iónica general de la reacción:
Comprobamos la exactitud de la elaboración de la ecuación de reacción en forma iónica:
- Observancia de la igualdad en el número de átomos de elementos y en el número de cargas.
- El número de átomos de los elementos debe ser igual en los lados izquierdo y derecho de la ecuación de reacción iónica.
- La carga total de partículas en los lados izquierdo y derecho de la ecuación iónica debe ser la misma.
6. Escribimos la ecuación en forma molecular. Para hacer esto, agregue a los iones incluidos en la ecuación iónica el número requerido de iones de carga opuesta.
Sobre la base de un cambio en los estados de oxidación de los átomos que componen los reactivos, reacciones químicas se clasifican en dos tipos.
1) Reacciones que se desarrollan sin cambiar los estados de oxidación de los átomos.
Por ejemplo:
2 + 4-2 t +2-2 +4-2
CaCO 3 = CaO + CO 2
En esta reacción, el estado de oxidación de cada uno de los átomos se mantuvo sin cambios.
2) Reacciones que proceden de un cambio en los estados de oxidación de los átomos.
Por ejemplo:
0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
En esta reacción, los estados de oxidación de los átomos de zinc y cobre cambiaron.
Las reacciones redox son las reacciones químicas más comunes.
En la práctica, una reacción redox es la adición o donación de electrones. Algunos átomos (iones, moléculas) se entregan a otros o reciben electrones de ellos.
Oxidación.
El proceso de ceder electrones por un átomo, ión o molécula se llama oxidación.
Con la donación de electrones, aumenta el estado de oxidación del átomo.
Una sustancia cuyos átomos, iones o moléculas donan electrones se llama agente reductor.
En nuestro ejemplo, los átomos en el estado de oxidación 0 se convirtieron en átomos con el estado de oxidación +2. Es decir, se ha producido un proceso de oxidación. En este caso, el átomo de zinc, que donó dos electrones, es un agente reductor (aumentó el estado de oxidación de 0 a +2).
El proceso de oxidación se escribe con una ecuación electrónica, que indica el cambio en el estado de oxidación de los átomos y el número de electrones donados por el agente reductor.
Por ejemplo:
0 +2 0
Zn - 2e - = Zn (oxidación, Zn es un agente reductor).
Recuperación.
El proceso de unión de electrones se llama reconstrucción.
Cuando se unen electrones, el estado de oxidación del átomo disminuye.
Una sustancia cuyos átomos, iones o moléculas unen electrones se llama agente oxidante.
En nuestro ejemplo, la transición de átomos de cobre con un estado de oxidación de +2 a átomos con un estado de oxidación de 0 es un proceso de reducción. En este caso, un átomo de cobre con un estado de oxidación de +2, aceptando dos electrones, baja el estado de oxidación de +2 a 0 y es un agente oxidante.
El proceso de oxidación también se escribe con una ecuación electrónica:
2 0 0
Cu + 2e - = Cu (reducción, Cu es un agente oxidante).
El proceso de reducción y el proceso de oxidación son inseparables y se desarrollan simultáneamente.
0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
agente reductor agente oxidante
oxidado reducido