En química , un agente reductor (también conocido como reductor , reductor o donador de electrones ) es una especie química que "dona" un electrón a un receptor de electrones (llamado agente oxidante , oxidante , oxidante o aceptor de electrones ). Ejemplos de sustancias que son agentes reductores comunes incluyen hidrógeno , metales alcalinos , ácido fórmico , ácido oxálico y compuestos de sulfito .
En sus estados previos a la reacción, los reductores tienen electrones adicionales (es decir, se reducen por sí mismos) y los oxidantes carecen de electrones (es decir, se oxidan por sí mismos). Esto se expresa comúnmente en términos de sus estados de oxidación. El estado de oxidación de un agente describe su grado de pérdida de electrones, donde cuanto mayor es el estado de oxidación, menos electrones tiene. Inicialmente, antes de la reacción, un agente reductor suele estar en uno de sus estados de oxidación más bajos posibles; su estado de oxidación aumenta durante la reacción mientras que el del oxidante disminuye. Así, en una reacción redox , el agente cuyo estado de oxidación aumenta, que "pierde/ dona electrones", que "se oxida" y que "reduce" se denomina reductor o agente reductor , mientras que el agente cuyo estado de oxidación disminuye, que " "gana/ acepta /recibe electrones", que "se reduce" y que "se oxida" se llama oxidante o agente oxidante .
Por ejemplo, considere la reacción general de la respiración celular aeróbica :
Considere la siguiente reacción:
El agente reductor en esta reacción es ferrocianuro ( [Fe(CN) 6 ] 4− ). Dona un electrón y se oxida a ferricianuro ( [Fe(CN) 6 ] 3− ). Simultáneamente, ese electrón es recibido por el oxidante cloro ( 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 entre el núcleo y los electrones de valencia es tan larga que estos electrones no se sienten fuertemente atraídos. Estos elementos tienden a ser fuertes agentes reductores. Los buenos agentes reductores tienden a consistir en átomos con una baja electronegatividad , que es la capacidad de un átomo o molécula para atraer electrones de enlace, y 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 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 su fuerza clasificando sus potenciales de reducción. Los reductores donan electrones a (es decir, "reducen") agentes oxidantes , de los 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 sea el potencial de reducción, mayor será la afinidad de la especie por los electrones y su 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 el sodio (Na), el cromo (Cr), el cuproso (Cu + ) y el cloruro (Cl − ), el Na es el agente reductor más fuerte, mientras que el Cl − es el más débil; Dicho de otra manera, Na + es el agente oxidante más débil de esta lista mientras que Cl es el más fuerte.
Los agentes reductores comunes incluyen los metales potasio, calcio, bario, sodio y magnesio, y también compuestos que contienen el ion hidruro H − , siendo estos NaH , LiH , [3] 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.
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 provoca que el Li se oxide y el hidrógeno se reduzca.
El hidrógeno actúa como agente reductor porque dona sus electrones al flúor , lo que permite reducir el flúor.
Los agentes reductores y oxidantes son los responsables de la corrosión , que es la "degradación de los metales como resultado de la actividad electroquímica". [1] 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 existe una conexión eléctrica y la presencia de un electrolito .
Históricamente, la reducción se refería a la eliminación de oxígeno de un compuesto, de ahí el nombre de "reducción". [5] Un ejemplo de este fenómeno ocurrió durante el Gran Evento de Oxidación , en el que oxígeno molecular producido biológicamente ( dioxígeno ( O 2 ), un oxidante y receptor de electrones) se añadió a la atmósfera de la Tierra primitiva , que originalmente era una atmósfera débilmente reductora. que contienen gases reductores como metano ( CH 4 ) y monóxido de carbono ( CO ) (junto con otros donadores de electrones) [6] y prácticamente nada de oxígeno porque cualquiera que se produjera reaccionaría con estos u otros reductores (particularmente con hierro disuelto en agua de mar ) , dando lugar a su eliminación . Al utilizar agua como agente reductor, las cianobacterias fotosintetizadoras acuáticas produjeron este oxígeno molecular como producto de desecho. [7] Este O 2 oxidó inicialmente el hierro ferroso disuelto en el 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 para el oxidante y se convirtió en Fe(III), es decir, hierro en su estado de oxidación +3) que precipitó hasta el fondo del océano para formar formaciones de bandas de hierro , eliminando así el oxígeno (y el hierro). La tasa de producción de oxígeno finalmente superó la disponibilidad de materiales reductores que eliminaban el oxígeno, lo que finalmente llevó a la Tierra a ganar una atmósfera fuertemente oxidante que contenía abundante oxígeno (como la atmósfera moderna ). [8] 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.
La formación de óxido de hierro (III) ;
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 " medias reacciones " que ocurren simultáneamente:
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 le quitó electrones al hierro (Fe).
En su
Traité élémentaire de chimie
,
estableció
claramente que la combustión consiste en una combinación química entre el oxígeno de la atmósfera y la materia combustible [...].
A finales de siglo, sus ideas fueron ampliamente aceptadas y se habían aplicado con éxito a los procesos más complejos de la respiración y la fotosíntesis.
Las reacciones en las que se consumía oxígeno se clasificaban como oxidaciones, mientras que aquellas en las que se perdía oxígeno se denominaban reducciones.