Reacciones químicas

Un gran número de reacciones químicas transcurre con la pérdida formal de electrones de un átomo y la ganancia de ellos por otro. La ganancia de electrones recibe el nombre de reducción y la pérdida de electrones oxidación. El proceso global se denomina oxido-reducción o reacción redox. La especie que suministra electrones es el agente reductor (especie que se oxida) y la que los gana es el agente oxidante (especie que se reduce). Estos hechos muestran que las reacciones redox se asemejan a las ácido-base según la definición de Brönsted, pero en lugar de transferirse protones desde un ácido a una base, en el caso de la oxido-reducción se transfieren electrones desde el agente reductor al oxidante.

Una reacción redox se puede considerar como la suma de dos semirreacciones:

2H+ (ac) + 2e- → H2 (g)

Semirreacción de reducción

Zn(s) → Zn2+ (ac) + 2e-

Semirreacción de oxidación

Zn(s) + 2H+ (ac) → H2 (g) + Zn2+ (ac)

Reacción redox

Esta separación es conceptual y no corresponde a una separación real de los dos procesos. Las especies oxidadas y reducidas de una semirreacción forman un par redox. El par se escribe colocando en primer lugar la especie oxidada y, a continuación, la especie reducida: H+/H2 y Zn2+/Zn.

Potenciales normales de reducción

Cada semirreacción contribuye con cierto valor de ΔG° a la energía libre total, siendo ésta la suma de las energías libres normales de las dos semirreacciones. La reacción global será favorable en el sentido en el que ΔG°total < 0.

Como las semirreacciones se deben producir por parejas, se puede tomar una semirreacción como referencia y darle el valor de DG° = 0, en condiciones estándar. La semirreacción que se elige es la siguiente:

2H+ (ac) + 2e- → H2 (g) ΔGº = 0

Con este convenio resulta que el valor de DG° correspondiente a la reducción del Zn2+/Zn debe tener el mismo valor que el de la reacción del Zn2+ con hidrógeno:

H2 (g) + Zn2+ (ac) → Zn(s) + 2H+ (ac) ΔGº = 147 kJ

Zn2+ (ac) + 2e- → Zn(s) ΔGº = 147 kJ

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