Reduccion Quimica

La Reducción Química es el fenómeno en que un átomo recibe electrones cuando participa en una reacción química formando un nuevo enlace, con átomos diferentes.

La Reducción se ve reflejada en el Estado de Oxidación o Valencia del Átomo, que es el número que expresa cuántos electrones puede ceder ó recibir.

Se llama Reductor Químico a la sustancia química que actúa aportando electrones en una Reacción Química de tipo Oxidación-Reducción. Su opuesto es el Oxidante, que es la sustancia química que actúa retirando electrones de otras.

Oxidación-Reducción

Se ha definido la oxidación como la pérdida de electrones por un átomo; y la Reducción, como la ganancia de electrones. Cualquier reacción que comprenda uno de estos procesos tiene que implicar también por necesidad el otro, pues si un átomo pierde electrones, otro ha de ganarlos. Por eso se llaman estas reacciones de Oxidación-Reducción o REDOX.

Algunas veces la oxidación se define como un aumento del estado de oxidación de un elemento, que puede significar un mayor contenido de oxígeno en un compuesto, tal como sucede en los oxácidos de los halógenos. En estos casos no hay evidencia de que haya tenido lugar una transferencia de electrones; los enlaces entre el Oxígeno y los Halógenos son covalentes coordinados.

Pero en otros, cuando hay transferencia de electrones se produce un cambio en la Electrovalencia. Este cambio en la Valencia así como el número de electrones transferidos intervienen al igualar las ecuaciones de Oxidación-Reducción. Para simplificar la igualación de las ecuaciones de Oxidación-Reducción en que se consideran enlaces covalentes coordinados, se usará el concepto de Número de Valencia.

Reducción en las Ecuaciones REDOX

La igualación o balanceo de las ecuaciones Redox se hace mediante el Método del Número de Valencia. Se podrá comprender mejor qué especies químicas son las que se Reducen.

No es difícil igualar las ecuaciones Redox si se observan las siguientes reglas:

1. Para igualar la ecuación, deben incluirse todos los productos de la reacción en la ecuación indicada.
2. El número de electrones perdidos por el agente Reductor debe ser igual al número de electrones ganados por el oxidante.

Ejemplos de Reducción Química

1.- La acción del HCl sobre el MnO₂ produce MnC_l2, H₂O y Cl₂. La ecuación es:

MnO₂ + HCl --> MnCl₂ + H₂O + Cl₂

El número de valencia del Manganeso en el MnO₂ es +4, y en el producto de la reacción MnCl₂, es +2. El Mn⁺⁴ gana dos electrones al pasar a Mn⁺².

El número de valencia del Cloro en el HCl es -1, y en los productos MnCl₂ y Cl₂ es -1 y 0, respectivamente, lo que indica que una parte del ion Cloruro Cl^-1 no ha cambiado durante la reacción.

Las ecuaciones electrónicas son:

Mn⁺⁴ + 2(e^-) --> Mn⁺²

Esta es la ecuación de Reducción del Manganeso Mn

Cl^-1 – 1(e^-) --> Cl⁰

Esta es la ecuación de Oxidación del Cloro Cl, que corresponde a la Reducción del Mn

2.- La ecuación indicada de la reacción entre el HCl y el KMnO₄ es como sigue:

KMnO₄ + HCl --> KCl + MnCl₂ + H₂O + Cl₂

En este caso, el Manganeso cambia su número de valencia de Mn⁺⁷ en el KMnO₄ a Mn⁺² en el MnCl₂, ganando 5 electrones. El Manganeso es la especie que sufre la Reducción Química.

El Cloro pasa de Cl^- a Cl⁰, al perder 1 electrón. Respecto al Manganeso, el Cloro se considera el Agente Reductor.

Las ecuaciones electrónicas son:

Mn⁺⁷ + 5(e^-) --> Mn⁺²

Esta es la ecuación de Reducción del Manganeso Mn

5Cl^- - 5(e^-) --> 5Cl⁰

Esta es la ecuación de oxidación del Cloro, que corresponde a la Reducción del Mn

3.- El Ácido Nítrico diluido reacciona con el Cobre de acuerdo con la ecuación:

Cu + HNO₃ --> Cu(NO₃)₂ + H₂O + NO

El Cobre pasa de Cu⁰ a Cu⁺², y el Nitrógeno de N⁺⁵ (en el HNO₃) a N⁺² (en el NO). Las ecuaciones electrónicas igualadas de esta reacción serán:

2N⁺⁵ + 6(e^-) --> 2N⁺²

Esta es la ecuación de Reducción del Nitrógeno N

3Cu⁰ – 6(e^-) --> 3Cu⁺²

Esta es la ecuación de oxidación del Cobre, que corresponde a la Reducción del N

4.- Cuando el Ácido Nítrico muy diluido reacciona con un metal activo, como el Zinc, el Nitrógeno se reduce a N^-3 y aparece en los productos de la reacción en forma de sal amónica:

Zn + HNO₃ --> Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

Las ecuaciones electrónicas, ya igualadas, son:

N⁺⁵ + 8(e^-) --> N^-3

Esta es la ecuación de Reducción del Nitrógeno N

4Zn⁰ – 8(e^-) --> 4Zn⁺²

Esta es la ecuación de oxidación del Zinc, que corresponde a la Reducción del N

5.- El Sulfuro de Hidrógeno (Ácido Sulfhídrico), reduce el Permanganato Potásico en disolución ácida según la ecuación:

KMnO₄ + H₂SO₄ + H₂S --> K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O + S

Las ecuaciones electrónicas balanceadas son:

2Mn⁺⁷ + 10(e^-) --> 2Mn⁺²

Esta es la ecuación de Reducción del Manganeso Mn

5S^-2 – 10(e^-) --> 5S⁰

Esta es la ecuación de oxidación del Azufre, que corresponde a la Reducción del Mn

6.- La acción del Ácido Nítrico sobre el iodo para formar Ácido Iódico viene indicada por la siguiente ecuación:

HNO₃ + I₂ --> HIO₃ + NO₂ + H₂O

Las ecuaciones electrónicas balanceadas son:

10N⁺⁵ + 10(e^-) --> 10N⁺⁴

Esta es la ecuación de Reducción del Nitrógeno N

2I⁰ – 10(e^-) --> 2I⁺⁵

Esta es la ecuación de oxidación del iodo, que corresponde a la Reducción del N

7.- Las reacciones de oxidación con dicromatos suelen efectuarse en disoluciones ácidas, pasando el Cr+6 a Cr+3. Cuando se hace pasar Ácido Sulfhídrico por una disolución de Dicromato potásico acidulada con Ácido Sulfúrico, se precipita azufre libre. La ecuación es:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + H₂S --> KHSO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O + S

Las ecuaciones electrónicas balanceadas son:

2Cr⁺⁶ + 6(e^-) --> 2Cr⁺³

Esta es la ecuación de Reducción del Cromo Hexavalente

3S^-2 – 6(e^-) --> 3S⁰

Esta es la ecuación de oxidación del Azufre, que corresponde a la Reducción del Cr