Agente reductor

Elemento o compuesto que pierde (o "dona") un electrón a otra especie química en una reacción química redox

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Un agente reductor (también llamado reductor o reductor ) es un elemento o compuesto que pierde (o "dona") un electrón a un receptor de electrones ( agente oxidante ) en una reacción química redox .

Por tanto, un agente reductor se oxida cuando pierde electrones en la reacción redox. Los agentes reductores "reducen" (o son "oxidados" por) agentes oxidantes. Los oxidantes "oxidan" (es decir, son reducidos por) los reductores.

Históricamente, la reducción se refería a la eliminación de oxígeno de un compuesto, de ahí el nombre de "reducción". El sentido moderno de la donación de electrones es una generalización de esta idea, reconociendo que otros componentes pueden desempeñar un papel químico similar al del oxígeno.

En sus estados de pre-reacción, los reductores tienen electrones adicionales (es decir, están reducidos por sí mismos) y los oxidantes carecen de electrones (es decir, están oxidados por sí mismos). Un agente reductor se encuentra típicamente en uno de sus estados de oxidación más bajos posibles y se conoce como donante de electrones. Los ejemplos de agentes reductores incluyen los metales térreos, ácido fórmico , ácido oxálico y compuestos de sulfito .

Por ejemplo, considere la reacción general de 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 reduce, por lo que es el agente oxidante. La glucosa (C ₆ H ₁₂ O ₆ ) se está oxidando, por lo que es el agente reductor.

En química orgánica , la reducción generalmente se refiere a la adición de hidrógeno a una molécula, aunque la definición antes mencionada todavía se aplica. Por ejemplo, el benceno se reduce a ciclohexano en presencia de un catalizador de platino :

C ₆ H ₆ + 3 H ₂ → C ₆ H ₁₂

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 ferrocianuro ( [Fe (CN) ₆ ] ⁴⁻ ). Dona un electrón, que se oxida a ferricianuro ( [Fe (CN) ₆ ] ³⁻ ). Simultáneamente, el cloro oxidante se reduce a cloruro .

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 larga que estos electrones no son fuertemente atraídos. Estos elementos tienden a ser agentes reductores fuertes. Los buenos agentes reductores tienden a consistir en átomos con baja electronegatividad , 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 un material para reducir, o ganar electrones, se conoce como su potencial de reducción. ^[1]La siguiente tabla muestra algunos potenciales de reducción (que se pueden cambiar a potenciales de oxidación invirtiendo el signo). Los agentes reductores se pueden clasificar aumentando la fuerza clasificando sus potenciales de reducción. 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. La siguiente tabla proporciona los potenciales de reducción del agente reductor indicado a 25 ° C. Por ejemplo, entre Na, Cr, Cu ⁺ y Cl ^- , Na es el agente reductor más fuerte y Cl ^- es el más débil.

${\displaystyle {\begin{array}{|rl|r|}{\text{Oxidizing agent}}&\qquad {\text{Reducing agent}}&{\text{Reduction potential (V)}}\\\hline {\ce {{Li+}+e-}}&{\ce {<=>Li}}&-3.04\\{\ce {{Na+}+e-}}&{\ce {<=>Na}}&-2.71\\{\ce {{Mg^{2+}}+2e-}}&{\ce {<=>Mg}}&-2.38\\{\ce {{Al^{3+}}+3e-}}&{\ce {<=>Al}}&-1.66\\{\ce {{2H2O(l)}+2e-}}&{\ce {<=>{H2(g)}+2OH-}}&-0.83\\{\ce {{Cr^{3+}}+3e-}}&{\ce {<=>Cr}}&-0.74\\{\ce {{Fe^{2+}}+2e-}}&{\ce {<=>Fe}}&-0.44\\{\ce {{2H+}+2e-}}&{\ce {<=>H2}}&0.00\\{\ce {{Sn^{4+}}+2e-}}&{\ce {<=>Sn^{2+}}}&+0.15\\{\ce {{Cu^{2+}}+e-}}&{\ce {<=>Cu+}}&+0.16\\{\ce {{Ag+}+e-}}&{\ce {<=>Ag}}&+0.80\\{\ce {{Br2}+2e-}}&{\ce {<=>2Br-}}&+1.07\\{\ce {{Cl2}+2e-}}&{\ce {<=>2Cl-}}&+1.36\\{\ce {{MnO4^{-}}+{8H+}+5e-}}&{\ce {<=>{Mn^{2+}}+4H2O}}&+1.49\\{\ce {{F2}+2e-}}&{\ce {<=>2F-}}&+2.87\end{array}}}$^[2]

Los agentes reductores comunes incluyen los metales potasio, calcio, bario, sodio y magnesio, y también compuestos que contienen el ion H ^- , los cuales son NaH , LiH , ^[3] LiAlH ₄ y CaH 2 .

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

2 Li _(s) + H _{2 (g)} → 2 LiH _(s) ^[a]

El hidrógeno actúa como un agente oxidante porque acepta una donación de electrones del litio, lo que hace que el Li se oxide.

H _{2 (g)} + F _{2 (g)} → 2 HF _(g) ^[b]

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

Importancia

Los agentes reductores y oxidantes son los responsables de la corrosión , que es la "degradación de los metales como consecuencia de la actividad electroquímica". ^{[1] La} corrosión requiere un ánodo y un cátodo para producirse. 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 existe una conexión eléctrica y la presencia de un electrolito .

Ejemplo de reacción redox

Ejemplo de una reacción de reducción-oxidación entre sodio y cloro, con el mnemónico OIL RIG ^[4]

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 comenzó como 0 y disminuyó a 2−. Estos cambios pueden verse como dos " semirreacciones " que ocurren al mismo tiempo:

1. Media reacción de oxidación: Fe ⁰ → Fe ³⁺ + 3e ^-
2. Media reacción de reducción: O ₂ + 4e ^- → 2 O ²⁻

El hierro (Fe) se ha oxidado porque aumentó el número de oxidación. 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

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• Hidruro de litio y aluminio (LiAlH ₄ ), un agente reductor muy fuerte
• Red-Al (NaAlH ₂ (OCH ₂ CH ₂ OCH ₃ ) ₂ ), una alternativa más segura y estable al hidruro de litio y aluminio
• Hidrógeno naciente (atómico)
• Hidrógeno sin o con un catalizador adecuado , por ejemplo, un catalizador de Lindlar
• Amalgama de sodio (Na (Hg))
• Aleación de sodio y plomo (Na + Pb)
• Amalgama de zinc (Zn (Hg)) (reactivo para la reducción de Clemmensen )
• Diborano
• Borohidruro de sodio (NaBH ₄ )
• Compuestos que contienen el ion Fe ²⁺ , como el sulfato de hierro (II)
• Compuestos que contienen el ion Sn ²⁺ , como el cloruro de estaño (II)
• Dióxido de azufre (a veces también se usa como agente oxidante ), compuestos de sulfito
• Ditionatos , p. Ej., Na ₂ S ₂ O ₆
• Tiosulfatos , por ejemplo, Na ₂ S ₂ O ₃ (principalmente en química analítica)
• Yoduros , por ejemplo, KI (principalmente en química analítica)
• Peróxido de hidrógeno ( H
  ₂O
  ₂) - principalmente un oxidante pero ocasionalmente puede actuar como un agente reductor (típicamente en química analítica).
• Hidrazina ( reducción de Wolff-Kishner )
• Hidruro de diisobutilaluminio (DIBAL-H)
• Ácido oxálico ( C
  ₂H
  ₂O
  ₄)
• Ácido fórmico (HCOOH)
• Ácido ascórbico (C ₆ H ₈ O ₆ )
• Reduciendo azúcares
• Fosfitos , hipofosfitos y ácido fosforoso
• Ditiotreitol (DTT): se utiliza en los laboratorios de bioquímica para evitar los enlaces SS
• Monóxido de carbono (CO)
• Cianuros en procesos metalúrgicos hidroquímicos
• Carbono (C)
• Clorhidrato de tris-2-carboxietilfosfina (TCEP)

Ver también

• Reducción orgánica
• Agente oxidante
• Electroquímica
• Aceptador de electrones
• Donante de electrones
• Electrosíntesis
• Corrosión
• Electrólito
• Redox
• Reducir el equivalente

Notas

1. Medias reacciones : 2 Li ⁰ _(s) → 2 Li ⁺ _(s) + 2 e ^-  ::::: H ₂ ⁰ _(g) + 2 e ^- → 2 H ^- _(g)
2. Medias reacciones : H ₂ ⁰ _(g) → 2 H ⁺ _(g) + 2 e ^-  ::::: F ₂ ⁰ _(g) + 2 e ^- → 2 F ^- _(g)

Referencias

1. "Valores potenciales de oxidación y reducción de electrodos" . www.siliconfareast.com . Consultado el 29 de marzo de 2018 .
2. "Potenciales de electrodos estándar" . hyperphysics.phy-astr.gsu.edu . Consultado el 29 de marzo de 2018 .
3. Aufray M, Menuel S, Fort Y, Eschbach J, Rouxel D, Vincent B (2009). "Nueva síntesis de partículas de niobato de litio y óxidos de niobio de tamaño nanométrico y su caracterización mediante análisis XPS" (PDF) . Revista de Nanociencia y Nanotecnología . 9 (8): 4780–4789. doi : 10.1166 / jnn.2009.1087 . PMID 19928149 .  
4. http://bbc.co.uk/bitesize/guides/zx2bh39/revision/5

Lectura adicional

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

Enlaces externos

• Tabla que resume la concentración de los agentes reductores en Wayback Machine (archivada el 11 de junio de 2011)