Hay muchos tipos de reacciones químicas; unas crean explosiones, otras emiten luz y algunas desencadenan un montón de otras reacciones. El tipo de reacción química en el que nos centraremos hoy es la reacción redox y, más específicamente, sus aplicaciones industriales.
Fig. 1: Las distintas reacciones químicas que podemos llevar a cabo pueden tener varios usos; uno de ellos es, por ejemplo, las explosiones.
- Este artículo trata sobre las aplicaciones industriales de las reacciones redox.
- Comenzaremos aprendiendo qué es una reacción redox, para poder entender mejor los siguientes puntos.
- Después, resolveremos algunos ejemplos de reacciones redox que nos permitan aplicar lo que hemos visto en el punto anterior.
- A continuación, estudiaremos cuáles son las aplicaciones de las reacciones redox.
- Luego, analizaremos algunos ejemplos de las reacciones redox en la industria.
- Para terminar, veremos cuáles son las reacciones redox más importantes que se llevan a cabo en la industria farmacéutica.
¿Qué es una reacción redox?
Una reacción redox implica la transferencia de electrones de una especie a otra. En una reacción redox, el estado de oxidación de dos especies cambia: una se reduce (disminuye) y otra se oxida (aumenta).
También es importante que veamos qué es el estado de oxidación:
El estado de oxidación (también llamado número de oxidación) corresponde al número de electrones que una especie dará o recibirá durante el enlace.
Existen varias reglas para determinar el estado de oxidación de una especie, estas son:
- Los elementos simples y los compuestos de elementos simples tienen un estado de oxidación de 0.
- La suma de los estados de oxidación en un compuesto neutro es igual a 0.
- La suma de los estados de oxidación de un compuesto cargado es igual a la carga.
- En un compuesto, la especie más electronegativa (aquella que tiene más probabilidades de aceptar un electrón) tendrá un estado de oxidación negativo, mientras que la especie menos electronegativa (la que tiene más probabilidades de donar un electrón) tendrá un estado de oxidación positivo.
- En el caso de los iones, el estado de oxidación es igual a la carga.
Algunos elementos tienen un estado de oxidación habitual. Los metales de transición tienden a ser mucho más variables:
Elemento | Estado de oxidación típico | Excepciones |
Hidrógeno (H) | + 1 | Híbridos de metales (-1) |
Metales del grupo 1 | +1 | Ninguna |
Metales del grupo 2 | +2 | Ninguna |
Oxígeno (O) | -2 | Peróxidos y F2O |
Flúor (F) | -1 | Ninguna |
Cloro (Cl) | -1 | Compuestos con oxígeno (O) y flúor (F) |
Tabla 1: Estados de oxidación típicos de algunos de los elementos químicos, junto con sus excepciones.
Ya que sabemos lo básico sobre los estados de oxidación, vamos a ver un ejemplo:
¿Cuál es el estado de oxidación del catión metálico en estos compuestos?:
- AgNO3.
- ZnCl2.
- Co2O3.
Solución:
Veamos cómo podemos saber cuál es el estado de oxidación:
- Empecemos con AgNO3. NO3 es un ion con una carga de -1, por lo que Ag tiene un estado de oxidación de +1.
- Para el ZnCl2, sabemos que el Cl suele tener un estado de oxidación de -1. Este es el caso aquí, ya que no hay O ni F en este compuesto. Como tenemos 2 moles de Cl para equilibrar el Zn, entonces el estado de oxidación del Zn es +2.
- Por último, para el Co2O3, el O forma un ion con una carga de -2. Puesto que necesitamos 2 moles de Co para equilibrar, entonces el estado de oxidación del Co es +1.
Aunque podemos calcular el número de oxidación de cada elemento de un compuesto, es más fácil calcular el número solamente para el catión (especie con carga positiva) y el anión (especie con carga negativa) en conjunto.
- Los iones como NO3 y SO4 no son los que se oxidan/reducen, por lo que no es necesario calcular el número de oxidación de cada elemento.
Ejercicios de reacciones redox
Ahora que sabemos cómo calcular los estados de oxidación, pasemos a un ejemplo de reacción redox:
En la siguiente reacción, ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce?
$$Zn + CuSO_4 \rightarrow Cu + ZnSO_4$$
Solución:
1. Empecemos por identificar los estados de oxidación del lado izquierdo: El Zn es un elemento neutro solitario, por lo que su estado de oxidación es 0.
2. El SO4 es un ion con carga -2, por lo que el Cu debe tener carga +2, al tratarse de un compuesto neutro.
3. Ahora, el lado derecho: El Cu está ahora solo, por lo que su estado de oxidación es 0.
4. El Zn está ahora unido al SO4, por lo que su estado de oxidación es +2.
Por lo tanto, nuestros cambios en el estado de oxidación son Cu (\(+2\rightarrow0\)) y Zn (\(0\rightarrow +2\)).
Como el estado de oxidación del cobre ha disminuido, se está reduciendo. Esto significa que el zinc se oxida, ya que su estado de oxidación ha aumentado.
Ajuste de reacciones redox
Un componente importante de las reacciones redox es que deben estar equilibradas tanto en carga como en masa. En el ejemplo anterior, todas las especies eran neutras, pero este no es el caso de todas las reacciones redox. Para equilibrar estas ecuaciones utilizamos el método de la semirreacción, en el que una o más de las especies están cargadas.
El método de equilibrio de semirreacciones se utiliza para equilibrar reacciones redox. Una reacción redox se divide en la semirreacción de oxidación y la semirreacción de reducción. Estas semirreacciones se equilibran individualmente y luego se recombinan en la ecuación equilibrada completa.
Veamos cómo podemos utilizar este método. Para escribir estas semirreacciones, debemos seguir los siguientes pasos:
- Escribir la reacción desequilibrada en su forma iónica.
- Determinar el estado de oxidación de cada especie en la reacción.
- Determinar qué especie se está oxidando y cuál se está reduciendo.
- Dividir la reacción en las dos semirreacciones.
- Utilizar electrones para equilibrar la carga de cada semirreacción.
- Multiplicar las semirreacciones necesarias para que el número de electrones se anule.
- Combinar cada semirreacción y anular los términos semejantes.
Continuemos que los ejemplos, para entenderlo mejor:
Equilibra la siguiente reacción redox utilizando la ecuación iónica que se muestra a continuación:
$$Fe^{3+} + Sn^{2+} \rightarrow Fe^{2+} + Sn^{4+}$$
Solución:
Ya tenemos la reacción en su forma iónica, así que empezamos por determinar el estado de oxidación de cada especie. Este paso es bastante sencillo, ya que todos nuestros elementos son iones y sus números de oxidación son sólo sus cargas.
Ahora, tenemos que dividir esta reacción en sus semirreacciones. Vamos a empezar con el hierro, Fe:
$$Fe^{3+} \rightarrow Fe^{2+}$$
Esta media reacción es la semirreacción de reducción, ya que el número de oxidación del Fe se está reduciendo. Las especies que se reducen ganan un electrón, por lo que queremos equilibrar nuestra carga añadiendo un electrón al lado izquierdo:
$$Fe^{3+} + e^- \rightarrow Fe^{2+}$$
Ahora, para nuestra semirreacción de oxidación:
$$Sn^{2+} \rightarrow Sn^{4+}$$
Las especies que se oxidan pierden uno o varios electrones, así que la equilibramos añadiendo 2 electrones al lado derecho:
$$Sn^{2+} \rightarrow Sn^{4+} + 2e^-$$
Antes de combinar estas reacciones, tenemos que asegurarnos de que los electrones se cancelarán. Podemos multiplicar la reacción de reducción por 2, para que nuestros electrones se cancelen.
$$2Fe^{3+} + 2e^- \rightarrow 2Fe^{2+}$$
Finalmente, podemos combinar las dos reacciones para obtener la reacción final equilibrada:
$$2Fe^{3+} + Sn^{2+} \rightarrow 2Fe^{2+} + Sn^{4+}$$
La reacción final no debería tener ningún electrón como reactivo o producto, así que asegúrate de cancelarlos. Además, la semirreacción de reducción siempre tendrá sus electrones a la izquierda y la semirreacción de oxidación los tendrá a la derecha.
Aplicaciones de las reacciones redox
Las reacciones redox tienen numerosas aplicaciones, que son imprescindibles en nuestra vida cotidiana. Algunos ejemplos representativos son:
- Generación de electricidad.
- Purificación de sustancias.
- Funcionamiento de pilas.
- Funcionamiento de baterías.
Generación de electricidad
Las reacciones redox nos permiten, en algunas ocasiones, llevar a cabo reacciones de combustión, que son la base de la generación de electricidad. Esto es posible gracias a los combustibles fósiles que, al ser quemados, permiten que los motores de las centrales térmicas funcionen.
Purificación de sustancias
Podemos encontrar muchas de las sustancias que necesitamos en el día a día en la naturaleza, pero es muy raro encontrarlas en estado puro. Sin embargo, gracias a algunas reacciones químicas —como, por ejemplo, las reacciones redox de sustitución— podemos obtener ciertas sustancias en estado puro.
Funcionamiento de las pilas
Las reacciones redox son imprescindibles para el funcionamiento de las pilas. En la siguiente imagen puedes observar cuál es el desempeño de una pila redox:
Fig. 2: Ejemplo de una batería redox.
Las pilas consisten en dos electrodos de metal que se encuentran dentro de un electrolito, responsable de la conducción de los iones. Entre los electrodos y el electrolito se lleva a cabo una reacción química: en uno de ellos se produce la reacción de oxidación (ánodo) y en el otro se produce la reacción de reducción (cátodo). En este tipo de reacciones se produce un flujo de electrones, que permiten que haya una corriente eléctrica, lo que provoca el funcionamiento de la pila.
Funcionamiento de baterías
El proceso de funcionamiento de las baterías es parecido al de las pilas. Gracias a las reacciones químicas que se producen en su interior, tienen una zona negativa (terminal negativo) y una zona positiva (terminal positivo). La zona negativa tiene esta carga debido a la presencia de electrones, mientras que en la zona positiva no encontramos electrones.
Cuando la batería está en funcionamiento, se produce un flujo de electrones que va desde el terminal negativo hacia el terminal positivo. Esto es lo que se conoce como corriente eléctrica.
Ejemplos de reacciones redox en la industria
Uno de los ejemplos más importantes de las reacciones redox en la industria es, como hemos visto en el apartado anterior, la purificación de sustancias. Veamos el caso de la plata (Ag):
En la naturaleza, es común encontrar el sulfuro de plata; pero, generalmente, nosotros buscamos la plata pura. Gracias a una reacción redox de sustitución, en la que el sulfuro de plata reacciona con el aluminio, podemos obtener plata pura y sulfuro de aluminio.
La reacción es la siguiente:
$$3Ag_{2}S+2Al\rightarrow 6Ag+Al_{2}S_{3}$$
Otro ejemplo relevante de las reacciones redox en la industria es la electrodeposición.
La electrodeposición es un proceso químico en el que tenemos una disolución acuosa en la que podemos encontrar cationes metálicos; estos cationes son atraídos por un objeto conductor, de manera que crean una capa que lo cubre totalmente.
Esta técnica se utiliza para aportar una característica nueva a un objeto; por ejemplo, resistencia a la corrosión. Este proceso es posible gracias a la corriente eléctrica que se aporta a la disolución para reducir los cationes y permitirles precipitarse sobre el objeto conductor.
Fig. 3: Electrodeposición del cobre sobre otro metal. Observa que se forma una fina capa de cobre por encima del metal que se encuentra por debajo. Esto permite conferirle las características físicas del cobre al metal que se encuentra por debajo.
Reacciones redox en la industria - Puntos clave
- Una reacción redox implica la transferencia de electrones de una especie a otra. En una reacción redox, el estado de oxidación de dos especies cambia: una se reduce (disminuye) y otra se oxida (aumenta).
- El estado de oxidación (también llamado número de oxidación) corresponde al número de electrones que una especie dará o recibirá durante el enlace.
- El método de equilibrio de semirreacciones se utiliza para equilibrar reacciones redox. Una reacción redox se divide en la semirreacción de oxidación y la semirreacción de reducción. Estas semirreacciones se equilibran individualmente y, luego, se recombinan en la ecuación equilibrada completa.
- Las reacciones redox tienen numerosas aplicaciones que son imprescindibles en nuestra vida cotidiana. Algunos ejemplos son:
- Generación de electricidad.
- Purificación de sustancias.
- Funcionamiento de pilas.
- Funcionamiento de baterías.
- La electrodeposición es un proceso químico en el que tenemos una disolución acuosa en la que podemos encontrar cationes metálicos; estos cationes son atraídos por un objeto conductor, de manera que crean una capa que lo cubre totalmente.
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