Semirreacción

En química , una semirreacción (o reacción de semicelda ) es el componente de oxidación o reducción de una reacción redox . Una semirreacción se obtiene considerando el cambio en los estados de oxidación de las sustancias individuales involucradas en la reacción redox. A menudo, el concepto de semirreacciones se utiliza para describir lo que ocurre en una celda electroquímica , como una batería de celda galvánica en uno de los dos electrodos. ^{[ 1 ]}^{[ 2 ]}

En el caso del recubrimiento y el decapado de metales, se puede escribir la misma semirreacción para describir tanto el metal que se oxida (conocido como ánodo ) como el metal que se reduce (conocido como cátodo ).

Las semirreacciones se utilizan a menudo como método para equilibrar las reacciones redox. Para las reacciones de oxidación-reducción en condiciones ácidas , después de equilibrar los átomos y los números de oxidación, se deben agregar iones H ⁺ para equilibrar los iones hidrógeno en la semirreacción. Para las reacciones de oxidación-reducción en condiciones básicas , después de equilibrar los átomos y los números de oxidación, se debe tratar como una solución ácida, y luego se deben agregar iones OH− para equilibrar los ^iones H + ^{en las semirreacciones (lo}_que daría H2O ) .

Ejemplo: celda galvánica de Zn y Cu

La celda galvánica que se muestra en la imagen adyacente está construida con un trozo de zinc (Zn) sumergido en una solución de sulfato de zinc ( ZnSO₄ ₎ y un trozo de cobre (Cu) sumergido en una solución de sulfato de cobre(II) ₍ CuSO₄ ) .

La reacción general es:

Zn(s) + CuSO ₄ (ac) → ZnSO ₄ (ac) + Cu(s)

En el ánodo de Zn, tiene lugar la oxidación, lo que significa que el metal pierde electrones. Esto se representa en la siguiente semirreacción de oxidación (con los electrones en el lado de los productos):

Zn(s) → Zn ²⁺ + 2 e ⁻

En el cátodo de Cu, tiene lugar la reducción, lo que significa que se ganan o se aceptan electrones. Esto se representa en la siguiente semirreacción de reducción (con los electrones en el lado de los reactivos):

Cu ²⁺ + 2 e ⁻ → Cu(s)

Ejemplo: oxidación del magnesio

Experimento que muestra la síntesis de un óxido básico. Una cinta de magnesio se enciende con un mechero. El magnesio arde, emitiendo una luz intensa y formando óxido de magnesio (MgO).

_{Consideremos el ejemplo de la} combustión de una cinta de magnesio (Mg). Cuando el magnesio arde, se combina con el oxígeno ( O₂ ) del aire para formar óxido de magnesio (MgO) según la siguiente ecuación:

2 Mg(s) + O ₂ (g) → 2 MgO(s)

El óxido de magnesio es un compuesto iónico que contiene iones Mg²⁺ y O²⁻ ^{, mientras que el Mg(s) y}^el O₂ (g) son elementos sin carga. El Mg(s), con carga cero, adquiere una carga de +2 al pasar del lado de los reactivos al de los productos, y el _O₂ ( g), con carga cero, adquiere una carga de −2. Esto se debe a que, al convertirse en Mg²⁺, el Mg(s) _pierde² electrones . Dado que hay 2 iones Mg en el lado izquierdo, se pierden un total de 4 electrones según la siguiente semirreacción de oxidación:

2 Mg(s) → 2 Mg ²⁺ + 4 e ⁻

Por otro lado, el _O₂ se redujo: su estado de oxidación pasa de 0 a -2. Por lo tanto, se puede escribir una semirreacción de reducción para el _O₂ cuando gana 4 electrones:

O ₂ (g) + 4 mi ⁻ → 2 O ²⁻

La reacción global es la suma de ambas semirreacciones:

2 Mg(s) + O ₂ (g) + 4 e ⁻ → 2 Mg ²⁺ + 2 O ²⁻ + 4 e ⁻

Cuando tiene lugar una reacción química, especialmente una reacción redox, el ojo humano no puede ver los electrones a medida que aparecen y desaparecen durante el transcurso de la reacción. En cambio, los observadores ven los reactivos y los productos finales. Debido a esto, los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación se cancelan. Después de la cancelación, la ecuación se reescribe como

2 Mg(s) + O ₂ (g) → 2 Mg ²⁺ + 2 O ²⁻

En el lado de los productos existen dos iones, uno positivo ( ^Mg²⁺ ) y otro negativo ( ^O²⁻ ) , que se combinan inmediatamente para formar el óxido de magnesio (MgO) debido a sus cargas opuestas ( atracción electrostática ). En cualquier reacción de oxidación-reducción, existen dos semirreacciones: la de oxidación y la de reducción. La suma de estas dos semirreacciones constituye la reacción de oxidación-reducción.

Método de balance de semirreacciones

En la reacción redox entre el hierro y el cloro:

Cl ₂ + 2 Fe ²⁺ → 2 Cl ⁻ + 2 Fe ³⁺

Los dos elementos involucrados, hierro y cloro , cambian de estado de oxidación: el hierro pasa de +2 a +3 y el cloro de 0 a −1 . En consecuencia, se producen dos semirreacciones . Estos cambios pueden representarse en fórmulas insertando los electrones correspondientes en cada semirreacción:

Fe ²⁺ → Fe ³⁺ + e ⁻

Cl ₂ + 2 e ⁻ → 2 Cl ⁻

Dadas dos semirreacciones, es posible, conociendo los potenciales de electrodo adecuados, llegar a la reacción completa (original) del mismo modo. La descomposición de una reacción en semirreacciones es clave para comprender diversos procesos químicos. Por ejemplo, en la reacción anterior, se puede demostrar que se trata de una reacción redox en la que el Fe se oxida y el Cl se reduce (por lo que hay una transferencia de electrones del Fe al Cl). La descomposición también es una forma de simplificar el balanceo de una ecuación química . Un químico puede balancear átomos y cargas de una parte de la ecuación a la vez.

Por ejemplo:

Fe ²⁺ → Fe ³⁺ + e ⁻ se convierte en 2 Fe ²⁺ → 2 Fe ³⁺ + 2e ⁻
se añade a Cl ₂ + 2 e ⁻ → 2 Cl ⁻
y finalmente se convierte en Cl ₂ + 2 Fe ²⁺ → 2 Cl ⁻ + 2 Fe ³⁺

Condiciones básicas y ácidas

También es posible —y a veces necesario— considerar una semirreacción en condiciones básicas o ácidas, ya que puede haber un electrolito ácido o básico involucrado en la reacción redox. Debido a este electrolito, puede ser más difícil lograr el equilibrio tanto de átomos como de cargas; ^esto se consigue añadiendo H₂O , OH⁻ ^, e⁻ ^y /o H⁺ a cualquiera de los lados de la reacción hasta _que se equilibren tanto los átomos como las cargas.

Para la semirreacción que se muestra a continuación:

PbO ₂ → PbO

OH ⁻ , H ₂ O , y e ⁻ pueden usarse para equilibrar las cargas y los átomos en condiciones básicas, siempre que se suponga que la reacción es en agua.

2 e ⁻ + H ₂ O + PbO ₂ → PbO + 2 OH ⁻

Para la semirreacción que se muestra a continuación:

PbO ₂ → PbO

Los ^iones H ⁺ , H2O _y e− pueden utilizarse para equilibrar las cargas y los átomos en condiciones ácidas, siempre que se suponga que la reacción se produce en agua.

2 e ⁻ + 2 H ⁺ + PbO ₂ → PbO + H ₂ O

Ambos lados están equilibrados en cuanto a carga, lo que significa que la carga total es neutra, y en cuanto a átomos, lo que significa que hay la misma cantidad de cada elemento en ambos lados.

A menudo, tanto en condiciones ácidas como básicas, estarán presentes H ⁺ y OH− ^, pero la reacción resultante de ambos iones producirá agua.

H ⁺ + OH ⁻ → H ₂ O

Véase también

Referencias

↑ Bard, Allen J.; Faulkner, Larry R.; White, Henry S. (2022). Métodos electroquímicos: fundamentos y aplicaciones (Tercera ed.). Hoboken, NJ: Wiley. ISBN 978-1-119-33406-4.
^ Lefrou, Christine; Fabry, Pedro; Poignet, Jean-Claude; Lefrou, Christine (2012). Electroquímica: conceptos básicos, con ejemplos . Universidad Joseph Fourier. Heidelberg: Springer. ISBN 978-3-662-50719-3.

[1] Bard, Allen J.; Faulkner, Larry R.; White, Henry S. (2022). Métodos electroquímicos: fundamentos y aplicaciones (Tercera ed.). Hoboken, NJ: Wiley. ISBN 978-1-119-33406-4.

[2] Lefrou, Christine; Fabry, Pedro; Poignet, Jean-Claude; Lefrou, Christine (2012). Electroquímica: conceptos básicos, con ejemplos . Universidad Joseph Fourier. Heidelberg: Springer. ISBN 978-3-662-50719-3.

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