Química

Inicio Química Inorgánica, Reacciones químicas, Termodinámica Espontaneidad de las reacciones de oxidación-reducción

Espontaneidad de las reacciones de oxidación-reducción

Publicado por Ángeles Méndez

La colocación ordenada de las semirreacciones químicas siguiendo un orden según los valores que tengan sus potenciales de reducción estándar ( εº), nos da la opción de poder hacer una comparativa de las fuerzas relativas que poseen las diversas especies, ya sean oxidantes o reductoras, siendo de una gran utilidad para poder determinar o calcular el sentido en el cual se van a producir las reacciones de tipo redox.

Yodimetrías y yodometrías

Cuando inserimos un alambre de metal cobre en una disolución acuosa de nitrato de plata ( AgNO3), tiene lugar una reacción de tipo redox. Pero sin embargo, cuando introducimos un alambre de otro metal, como es la plata, en una disolución de nitrato de cobre (II), no vemos ningún tipo de reacción.

Cu (s) + 2 Ag+ (ac) → Cu2+ (ac) + 2 Ag (s)

Esto sucede porque la reacción anterior se ve favorecida de manera termodinámica, y no la inversa. La espontaneidad de dicha reacción de debe a que el cobre es un reductor más fuerte que la plata y de que el ion plata es un oxidante más fuerte que el ion Cu2+. Per, sin embargo, para poder calcular su fuerza relativa no se necesita diseñar experimentos de laboratorio, pues el valor del potencial de reducción estándar εº, puede usarse para dicho fin.

La fuerza que presenta una especie de tipo oxidante se encuentra directamente relacionada con el valor que tiene su potencial de reducción estándar, pues cuánto más positivo sea el potencial estándar, mayor será la tendencia de este a reducirse, por lo que diremos que será un oxidante bastante más fuerte. Es ésta la razón por la cual, la fuerza que tienen las especies oxidantes se suele hacer mayor a medida que se desciende en las tablas de ordenación de oxidantes y reductores. Así por ejemplo, el ion Li+, cuenta con un potencial de reducción stándar bastante negativo, lo que nos hace ver que posee muy poca tendencia a reducirse; por lo tanto se dice que es un oxidante bastante débil. Los oxidantes más potentes en cuanto a fuerza se refiere son los que se encuentran situados en las tablas al final, en la parte inferior, como sucede por ejemplo con la molécula de flúor.

De igual forma podemos explicar la fuerza de un reductor. Cuanto más negativo sea su potencial estándar, mayor será la tendencia que tendrá para oxidarse, po lo que será considerado un reductor más fuerte. La fuerza que tienen las especies reductoras se agranda conforme se asciende en las tablas de ordenación. Así podemos hablar de metales alcalinos como el lutio, el potasio o el sodio entre otros, los cuales colocan en la parte alta de la tabla, siendo por lo tanto reductores con bastante fuerza. En cambio, los reductores más débiles los podemos encontrar colocados al final de la tabla.

Si conocemos la fuerza relativa que poseen las especies implicadas en una reacción, ya sean estas oxidantes o reductoras, se hace posible poder calcular, o incluso predecir el sentido que tomará la reacción cuando tenga lugar. Por ejemplo, en las siguientes reacciones, tan sólo una de ellas es espontánea, pues cada una de ellas es la reacción inversa de la otra:

Fe2+ + Zn → Fe + Zn2+
Fe + Zn2+ → Fe2+ + Zn

Para saber cuál de las dos es la reacción espontánea, se necesita conocer los potenciales de reducción estándar que poseen las semirreacciones que se encuentran implicadas en el proceso, es decir, εºZn2+ /Zn = -0,76 V, y εºFe2+/Fe = -0,44 V. El zinc es un reductor más fuerte que el hierro, por lo tanto, el zinc podrá ser capaz de reducir el Fe2+ a Fe, siendo esa la reacción que se va a producir espontáneamente.

Categorías: Química Inorgánica, Reacciones químicas, Termodinámica