Agente reductor

Un agente reductor es una sustancia química que pierde o "dona" electrones a otra sustancia cuando ocurre una reacción química de reducción-oxidación (redox). Se le llama "reductor" porque reduce el estado de oxidación de la otra sustancia al donarle electrones. Al receptor de los electrones se le denomina agente oxidante.

A nivel químico, el agente reductor aumenta su estado de oxidación, lo que significa que pierde electrones. Este proceso se conoce como oxidación del reductor. Al mismo tiempo, el agente oxidante, disminuye su estado de oxidación, lo que se conoce como reducción del oxidante. Por lo que, el agente reductor "reduce" al oxidante, mientras que el oxidante "oxida" al reductor. El estado de oxidación, describe el grado de pérdida de electrones, por lo que un reductor es cualquier sustancia que reduce otra sustancia.

Para identificar al reductor en una reacción redox, se tiene a aquel cuyo estado de oxidación se incrementa debido a la pérdida de electrones, mientras que el agente oxidante es aquel cuyo estado de oxidación se ve disminuído por ganar electrones.

Antes de la reducción redox, el agente reductor posee electrones adicionales (se reduce a sí mismo) mientras que el oxidante carece de electrones (se oxida a sí mismo), por lo que un agente reductor normalmente se encuentra en uno de sus estados de oxidación más bajos y se conoce como donante de electrones.

Un ejemplo clásico es la reacción de la respiración celular aeróbica, donde la glucosa actúa como agente reductor y el oxígeno como agente oxidante.

C₆ H₁₂ O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O

Oxidación de la glucosa

En química orgánica, la reducción a menudo implica la adición de hidrógeno a una molécula. Un ejemplo es la reducción del benceno a ciclohexano en presencia de un catalizador de platino: do₆ h₆ + 3 h₂ → do₆ h₁₂. aunque el concepto se amplía, la idea central de transferencia de electrones permanece.

Históricamente, la reducción se asociaba con la eliminación de oxígeno de un compuesto, de ahí el nombre de "reducción".

Para entender la importancia de esta reacción, se usa como ejemplo el Gran Evento de Oxidación que sentó las bases de la vida en la Tierra primitiva, cuando el oxígeno producido por cianobacterias fotosintéticas (O₂, oxidante y receptor de electrones) cambió la composición de la atmósfera terrestre, que era débilmente reductora al contener gases como el metano (CH₄) y el monóxido de carbono (CO). Actuando como un agente oxidante, el dioxígeno, transformó esta atmósfera reductora en una rica en oxígeno y oxidante.

HSD

Características de los agentes reductores

Considere la siguiente reacción:2 [Fe(CN) ₆ ] + Cl₂→ 2 [Fe(CN) ₆ ] + 2 Cl

El agente reductor de esta reacción es el ferrocianuro ([Fe(CN) ₆ ]). Dona un electrón, oxidándose a ferricianuro ([Fe(CN) ₆ ]). Simultáneamente, ese electrón es recibido por el cloro oxidante (Cl
₂), que se reduce a cloruro (Cl
).

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 grande que estos electrones no son fuertemente atraídos. Estos elementos tienden a ser fuertes agentes reductores. Los buenos agentes reductores tienden a consistir en átomos con baja electronegatividad, que es 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 la capacidad de reducción de un material se conoce como su potencial de reducción.La siguiente tabla muestra algunos potenciales de reducción, que se pueden cambiar a potenciales de oxidación invirtiendo el signo. Los agentes reductores pueden clasificarse aumentando su fuerza clasificando sus potenciales de reducción. Los reductores donan electrones a (es decir, "reducen") agentes oxidantes, que se dice que "son reducidos por" el reductor. 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. Cuanto más positivo es el potencial de reducción, mayor es la afinidad de la especie por los electrones y la tendencia a reducirse (es decir, a recibir electrones). La siguiente tabla proporciona los potenciales de reducción del agente reductor indicado a 25 °C. Por ejemplo, entre sodio (Na), cromo (Cr), cuproso (Cu) y cloruro (Cl), el Na es el agente reductor más fuerte mientras que el Cl es el más débil; Dicho de otra manera, el Na es el agente oxidante más débil de esta lista, mientras que el Cl es el más fuerte.

Potenciales de reducción de varias reacciones

Oxidizing agent		Reducing agent	Reduction Potential (V)
Li+ + e−	⇌	Li	−3.04
Na+ + e−		Na	−2.71
Mg2+ + 2 e−		Mg	−2.38
Al3+ + 3 e−		Al	−1.66
2 H2O (l) + 2 e−		H2 (g) + 2 OH−	−0.83
Cr3+ + 3 e−		Cr	−0.74
Fe2+ + 2 e−		Fe	−0.44
2 H+ + 2 e−		H2	0.00
Sn4+ + 2 e−		Sn2+	+0.15
Cu2+ + e−		Cu+	+0.16
Ag+ + e−		Ag	+0.80
Br2 + 2 e−		2 Br−	+1.07
Cl2 + 2 e−		2 Cl−	+1.36
MnO−4 + 8 H+ + 5 e−		Mn2+ + 4 H2O	+1.49
F2 + 2 e−		2 F−	+2.87

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

Algunos elementos y compuestos pueden ser tanto agentes reductores como oxidantes. El gas hidrógeno es un agente reductor cuando reacciona con no metales y un agente oxidante cuando reacciona con metales.2 Li _(s) + H _{2 (g)} → 2 Li H _(s)

El hidrógeno (cuyo potencial de reducción es 0,0) actúa como agente oxidante porque acepta una donación de electrones del agente reductor litio (cuyo potencial de reducción es -3,04), lo que hace que el Li se oxide y el Hidrógeno se reduzca.H _2(g) + F _2(g) → 2 HF _(g)

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

¿Pueden perder más de un electrón?

Sí, los agentes reductores pueden perder más de un electrón. De hecho, es bastante común en las reacciones químicas redox. La cantidad de electrones que un agente reductor puede perder depende de su estructura química y de la naturaleza de la reacción en la que participa.

Por ejemplo, en la reacción de oxidación-reducción, un metal como el hierro (Fe) puede perder dos o tres electrones, convirtiéndose en Fe²⁺ o Fe³⁺ respectivamente. En química orgánica, ciertas moléculas pueden donar múltiples electrones en el curso de una reacción.

La capacidad de un agente reductor para perder más de un electrón es fundamental para la diversidad y complejidad de las reacciones químicas, especialmente en procesos biológicos y en la generación de energía.

Importancia

Los agentes reductores y los agentes oxidantes son los responsables de la corrosión, que es la "degradación de los metales como resultado de la actividad electroquímica". La corrosión requiere un ánodo y un cátodo para que se produzca. 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 hay una conexión eléctrica y la presencia de un electrolito.

Un ejemplo importante de este fenómeno ocurrió durante el Gran Evento de Oxidación, en el que se agregó oxígeno molecular producido biológicamente (dioxígeno (O ₂), un oxidante y receptor de electrones) a la atmósfera de la , que originalmente era una atmósfera débilmente reductora que contenía gases como el metano (CH ₄) y el monóxido de carbono (CO) (junto con otros donantes de electrones) y prácticamente nada de oxígeno porque cualquiera que se produjera reaccionaría con estos u otros reductores (particularmente con el hierro disuelto en agua de mar), resultando en su eliminación.

Al usar agua como agente reductor, las cianobacterias fotosintéticas acuáticas produjeron este oxígeno molecular como producto de desecho. Este O ₂ oxidó inicialmente el hierro ferroso disuelto del océano (Fe(II) - es decir, hierro en su estado de oxidación +2) para formar óxidos de hierro férrico insolubles como el óxido de hierro(III) (Fe(II) perdió un electrón en el oxidante y se convirtió en Fe (III), que significa hierro en su estado de oxidación +3) que precipitó hacia el fondo del océano para formar formaciones de hierro en bandas, eliminando así el oxígeno (y el hierro). La tasa de producción de oxígeno finalmente excedió la disponibilidad de materiales reductores que eliminaban el oxígeno, lo que finalmente llevó a la Tierra a obtener una atmósfera fuertemente oxidante que contenía abundante oxígeno (como la atmósfera moderna).El sentido moderno de donar electrones es una generalización de esta idea, reconociendo que otros componentes pueden desempeñar un papel químico similar al del oxígeno. Básicamente es agente reductor = oxidante.

Ejemplo de reacción redox

La formación de óxido de hierro (III);4Fe + 3O ₂ → 4Fe + 6O → 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 comenzaba en 0 y disminuía a 2−. Estos cambios pueden verse como dos "medias reacciones" que ocurren simultáneamente:

1. Media reacción de oxidación: Fe → Fe + 3e
2. Semireacción de reducción: O ₂ + 4e → 2 O

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

• 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 sin o con un catalizador adecuado, por ejemplo, un catalizador de Lindlar
• Amalgama de sodio (Na(Hg))
• Aleación de plomo-sodio (Na + Pb)
• Amalgama de zinc (Zn(Hg)) (reactivo para reducción de Clemmensen)
• diborano
• Borohidruro de sodio (NaBH ₄)
• Compuestos que contienen el ion Fe, como el sulfato de hierro (II)
• Compuestos que contienen el ion Sn, como el cloruro de estaño (II)
• Dióxido de azufre (a veces también se usa como agente oxidante), compuestos de sulfito
• Ditionatos, por ejemplo, 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).
• Hidracina (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): utilizado en laboratorios de bioquímica para evitar enlaces SS
• Monóxido de carbono (CO)
• Cianuros en procesos hidroquímicos metalúrgicos
• Carbono (C)
• Clorhidrato de tris-2-carboxietilfosfina (TCEP)