22.3: Agentes Oxidantes y Reductores

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La vida en el planeta Tierra es un conjunto complicado y bien organizado de procesos. Los animales están diseñados para respirar oxígeno, y las plantas están diseñadas para producir oxígeno. La fotosíntesis es el medio por el cual las plantas producen el oxígeno que los animales necesitan para la vida. La luz que incide en un pigmento vegetal conocido como clorofila inicia una compleja serie de reacciones, muchas de las cuales involucran procesos redox completos con el movimiento de los electrones. En esta serie de reacciones, el agua se convierte en gas oxígeno, y tenemos algo para sostener nuestras vidas.

Agentes oxidantes y reductores

La siguiente reacción es una reacción redox que produce sulfuro de zinc:

\[\ce{Zn} + \ce{S} \rightarrow \ce{ZnS}\nonumber \]

Las medias reacciones se pueden escribir:

\[\begin{align*} &\text{Oxidation:} \: \ce{Zn} \rightarrow \ce{Zn^{2+}} + 2 \ce{e^-} \\ &\text{Reduction:} \: \ce{S} + 2 \ce{e^-} \rightarrow \ce{S^{2-}} \end{align*}\nonumber \]

En la reacción anterior, el zinc se está oxidando al perder electrones. No obstante, debe haber otra sustancia presente que gane esos electrones y en este caso esa es el azufre. En otras palabras, el azufre está provocando que el zinc sea oxidado. El azufre se llama el agente oxidante. El zinc hace que el azufre gane electrones y se reduzca y así el zinc se llama el agente reductor. El agente oxidante es una sustancia que provoca oxidación al aceptar electrones. El agente reductor es una sustancia que provoca la reducción al perder electrones. La forma más sencilla de pensar en esto es que el agente oxidante es la sustancia que se reduce, mientras que el agente reductor es la sustancia que se oxida. El siguiente ejemplo muestra cómo analizar una reacción redox.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\)

Cuando se burbujea gas cloro en una solución de bromuro de sodio, se produce una reacción que produce cloruro de sodio acuoso y bromo. Determinar qué se está oxidando y qué se está reduciendo. Identificar los agentes oxidantes y reductores.

\[\ce{Cl_2} \left( g \right) + 2 \ce{NaBr} \left( aq \right) \rightarrow 2 \ce{NaCl} \left( aq \right) + \ce{Br_2} \left( l \right)\nonumber \]

Solución:

Paso 1: Planear el problema.

Descomponer la reacción en una ecuación iónica neta y luego en medias reacciones. La sustancia que pierde electrones está siendo oxidada y es el agente reductor. La sustancia que gana electrones se está reduciendo y es el agente oxidante.

Paso 2: Resolver.

\[\begin{align*} \ce{Cl_2} \left( g \right) + \cancel{2 \ce{Na^+} \left( aq \right)} + 2 \ce{Br^-} \left( aq \right) &\rightarrow \cancel{2 \ce{Na^+} \left( aq \right)} + 2 \ce{Cl^-} \left( aq \right) + \ce{Br_2} \left( l \right) \\ \ce{Cl_2} \left( g \right) + 2 \ce{Br^-} \left( aq \right) &\rightarrow 2 \ce{Cl^-} \left( aq \right) + \ce{Br_2} \left(l \right) \: \: \: \: \: \left( \text{net ionic equation} \right) \end{align*}\nonumber \]

\[\begin{align*} &\text{Oxidation:} \: \ce{Cl_2} \left( g \right) + 2 \ce{e^-} \rightarrow 2 \ce{Cl^-} \left( aq \right) \\ &\text{Reduction:} \: 2 \ce{Br^-} \left( aq \right) \rightarrow \ce{Br_2} \left( l \right) + 2 \ce{e^-} \end{align*}\nonumber \]

El\(\ce{Cl_2}\) se está reduciendo y es el agente oxidante. El\(\ce{Br^-}\) está siendo oxidado y es el agente reductor.

Resumen

El agente oxidante es una sustancia que provoca oxidación al aceptar electrones.
El agente reductor es una sustancia que provoca la reducción al perder electrones.
Se muestran ejemplos de agentes oxidantes y reductores.