4.1: Preludio a la Estabilidad Redox y Reacciones Redox

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En las reacciones redox, un elemento o compuesto se reduce (gana electrones) y otro se oxida (pierde electrones). En términos de la vida cotidiana, las reacciones redox ocurren todo el tiempo que nos rodea. Por ejemplo, el metabolismo de los azúcares a CO ₂, que almacena energía en forma de ATP, es una reacción redox. Otro ejemplo de redox es el fuego o la combustión, como en un motor de automóvil. En un motor de automóvil, los hidrocarburos en el combustible se oxidan a dióxido de carbono y agua, mientras que el oxígeno se reduce a agua. La corrosión (es decir, la formación de óxido en el hierro) es una reacción redox que implica la oxidación de un metal.

El estado de oxidación +5 tiene un color amarillo, +4 tiene un color azul claro, +3 tiene un color azul ligeramente más oscuro, y +2 tiene un color azul oscuro.

Estados de oxidación del vanadio en solución ácida. De izquierda a derecha el estado de oxidación va de +5 a +2. Estos cuatro estados de oxidación forman la base de la batería de flujo de vanadio, un dispositivo de almacenamiento de electricidad generada a partir de la luz solar y el viento. ^[1]

Las reacciones de oxidación-reducción son importantes para comprender la química inorgánica por varias razones:

Los metales de transición pueden tener múltiples estados de oxidación
Los elementos del grupo principal (N, halógenos, O, S...) también tienen múltiples estados de oxidación e importante química redox
Muchos compuestos inorgánicos catalizan reacciones redox (que son especialmente útiles en aplicaciones industriales y biológicas)
Las tecnologías de conversión y almacenamiento de energía (división de agua solar, baterías, electrolizadores, pilas de combustible) se basan en reacciones redox inorgánicas y catálisis
La electroquímica proporciona una manera de medir las constantes de equilibrio para la disolución/precipitación, complejación y otras reacciones.
Los mecanismos de reacción en la química organometálica (adición oxidativa, eliminación reductiva) implican cambios en los estados de oxidación de los metales.

No todos los oxidantes y reductores son iguales. La serie electroquímica clasifica las sustancias según su potencia oxidante y reductora, es decir, su potencial de electrodo estándar. Los agentes oxidantes fuertes son típicamente compuestos con elementos en altos estados de oxidación o con alta electronegatividad, que ganan electrones en la reacción redox. Los ejemplos de oxidantes fuertes incluyen peróxido de hidrógeno, permanganato y tetroóxido de osmio. Los agentes reductores son típicamente elementos electropositivos como hidrógeno, litio, sodio, hierro y aluminio, que pierden electrones en las reacciones redox. Los hidruros (compuestos que contienen hidrógeno en el estado de oxidación formal -1), como hidruro de sodio, borohidruro de sodio e hidruro de litio y aluminio, a menudo se utilizan como agentes reductores en reacciones orgánicas y organometálicas.