Agente reductor

En química , un agente reductor (también conocido como reductor , reductor o donador de electrones ) es una especie química que "dona" un electrón a un receptor de electrones (llamado agente oxidante , oxidante , oxidante o aceptor de electrones ).

Ejemplos de sustancias que son agentes reductores comunes incluyen hidrógeno , monóxido de carbono , los metales alcalinos , ácido fórmico , ^{[ 1 ]} ácido oxálico , ^{[ 2 ]} y compuestos de sulfito .

En sus estados previos a la reacción, los reductores tienen electrones adicionales (es decir, están reducidos) y los oxidantes carecen de electrones (es decir, están oxidados). Esto se expresa comúnmente en términos de sus estados de oxidación. El estado de oxidación de un agente describe su grado de pérdida de electrones, donde cuanto mayor sea el estado de oxidación, menor será la cantidad de electrones que posee. Así, inicialmente, antes de la reacción, un agente reductor se encuentra típicamente en uno de sus estados de oxidación más bajos posibles; su estado de oxidación aumenta durante la reacción, mientras que el del oxidante disminuye. Por lo tanto, en una reacción redox , el agente cuyo estado de oxidación aumenta, que "pierde/ dona electrones", que "se oxida" y que "se reduce", se denomina reductor o agente reductor , mientras que el agente cuyo estado de oxidación disminuye, que "gana/ acepta /recibe electrones", que "se reduce" y que "se oxida", se denomina oxidante o agente oxidante .

Por ejemplo, consideremos la reacción global de la respiración celular aeróbica :

C ₆ H ₁₂ O ₆ (s) + 6O ₂ (g) → 6CO ₂ (g) + 6H ₂ O (l)

El oxígeno ( O₂ ₎ se reduce, por lo que es el agente oxidante. La _glucosa (C₆H₁₂O₆ ) se oxida _, por lo que es el agente _reductor .

Considere la siguiente reacción:

2 [Fe( CN ) ₆ ] ⁴⁻ + Cl₂ → 2[Fe(CN)₆]³⁻+ 2Cl ⁻

El agente reductor en esta reacción es el ferrocianuro ( [Fe(CN) ₆ ] ⁴⁻ ). Este dona un electrón, oxidándose a ferricianuro ( [Fe(CN) ₆ ] ³⁻ ). Simultáneamente, ese electrón es recibido por el oxidante cloro ( Cl₂ ), que se reduce acloruro(Cl ⁻).

Los agentes reductores fuertes pierden (o donan) electrones con facilidad. Un átomo con un radio atómico relativamente grande tiende a ser un mejor reductor. En tales especies, la distancia entre el núcleo y los electrones de valencia es tan grande que estos electrones no son fuertemente atraídos. Estos elementos tienden a ser agentes reductores fuertes. Los buenos agentes reductores suelen estar formados por átomos con una electronegatividad baja , que es la capacidad de un átomo o molécula para atraer electrones de enlace, y las especies con energías de ionización relativamente bajas también sirven como buenos agentes reductores.

La medida de la capacidad de un material para reducir se conoce como su potencial de reducción . ^{[ 3 ]} La tabla a continuación muestra algunos potenciales de reducción, que pueden cambiarse a potenciales de oxidación invirtiendo el signo. Los agentes reductores pueden clasificarse de mayor a menor fuerza clasificando sus potenciales de reducción. Los reductores donan electrones a (es decir, "reducen") los agentes oxidantes , que se dice que "son reducidos por" el reductor. El agente reductor es más fuerte cuando tiene un potencial de reducción más negativo y más débil cuando tiene un potencial de reducción más positivo. Cuanto más positivo sea el potencial de reducción, mayor será la afinidad de la especie por los electrones y la tendencia a ser reducida (es decir, a recibir electrones). La siguiente tabla proporciona los potenciales de reducción del agente reductor indicado a 25  °C. Por ejemplo, entre el sodio (Na), el cromo (Cr), el cuproso (Cu ⁺ ) y el cloruro (Cl ⁻ ), es el Na el agente reductor más fuerte mientras que el Cl ⁻ es el más débil; Dicho de otro modo, el Na ⁺ es el agente oxidante más débil de esta lista, mientras que el Cl es el más fuerte.

Los agentes reductores comunes incluyen los metales potasio, calcio, bario, sodio y magnesio, y también compuestos que contienen el ion hidruro H ⁻ , tales como NaH , LiH , ^{[ 5 ]} LiAlH ₄ y CaH ₂ .

Algunos elementos y compuestos pueden ser agentes reductores u oxidantes . El hidrógeno gaseoso es un agente reductor cuando reacciona con no metales y un agente oxidante cuando reacciona con metales.

2 Li _(s) + H _{2 (g)} → 2 LiH _(s) ^{[ a ]}

El hidrógeno (cuyo potencial de reducción es 0,0) actúa como agente oxidante porque acepta una donación de electrones del agente reductor litio (cuyo potencial de reducción es -3,04), lo que provoca la oxidación del litio y la reducción del hidrógeno.

H₂ _(g) + F₂ _(g) → 2 HF _(g) ^{[ b ]}

El hidrógeno actúa como agente reductor porque dona sus electrones al flúor , lo que permite que este se reduzca.

Los agentes reductores y oxidantes son los responsables de la corrosión , que es la "degradación de los metales como resultado de la actividad electroquímica". ^{[ 3 ]} La corrosión requiere un ánodo y un cátodo para que se produzca. El ánodo es un elemento que pierde electrones (agente reductor), por lo que la oxidación siempre ocurre en el ánodo, y el cátodo es un elemento que gana electrones (agente oxidante), por lo que la reducción siempre ocurre en el cátodo. La corrosión se produce cuando hay una diferencia en el potencial de oxidación. Cuando esto está presente, el metal del ánodo comienza a deteriorarse, dado que hay una conexión eléctrica y la presencia de un electrolito .

Históricamente, la reducción se refería a la eliminación de oxígeno de un compuesto, de ahí el nombre de "reducción". ^{[ 7 ]} Un ejemplo de este fenómeno ocurrió durante el Gran Evento de Oxidación , en el que el oxígeno molecular producido biológicamente ( dioxígeno ( O ₂ ), un oxidante y receptor de electrones) se agregó a la atmósfera de la Tierra primitiva , que originalmente era una atmósfera débilmente reductora que contenía gases reductores como el metano ( CH ₄ ) y el monóxido de carbono ( CO ) (junto con otros donantes de electrones) ^{[ 8 ]} y prácticamente nada de oxígeno porque cualquier oxígeno que se produjera reaccionaría con estos u otros reductores (particularmente con el hierro disuelto en el agua de mar ), lo que resultó en su eliminación . Al usar agua como agente reductor, las cianobacterias fotosintéticas acuáticas produjeron este oxígeno molecular como producto de desecho. ^{[ 9 ]} Este O ₂ inicialmente oxidó el hierro ferroso disuelto del océano (Fe(II) − es decir, hierro en su estado de oxidación +2) para formar óxidos de hierro férrico insolubles como el óxido de hierro(III) (Fe(II) perdió un electrón al oxidante y se convirtió en Fe(III) − es decir, hierro en su estado de oxidación +3) que precipitaron hacia el fondo del océano para formar formaciones de hierro bandeado , eliminando así el oxígeno (y el hierro). La tasa de producción de oxígeno finalmente superó la disponibilidad de materiales reductores que eliminaban el oxígeno, lo que finalmente llevó a la Tierra a obtener una atmósfera fuertemente oxidante que contenía oxígeno abundante (como la atmósfera moderna ). ^{[ 10 ]} El sentido moderno de donar electrones es una generalización de esta idea, reconociendo que otros componentes pueden desempeñar un papel químico similar al del oxígeno.

La formación de óxido de hierro(III) ;

4Fe + 3O ₂ → 4Fe ³⁺ + 6O ²⁻ → 2Fe ₂ O ₃

En la ecuación anterior, el hierro (Fe) tiene un número de oxidación de 0 antes de la reacción y de +3 después. Para el oxígeno (O), el número de oxidación comenzó siendo 0 y disminuyó a -2. Estos cambios pueden considerarse como dos " semirreacciones " que ocurren simultáneamente:

1. Semirreacción de oxidación: Fe ⁰ → Fe ³⁺ + 3e ⁻
2. Semirreacción de reducción: O ₂ + 4e ⁻ → 2 O ²⁻

El hierro (Fe) se ha oxidado porque su número de oxidación ha aumentado. El hierro actúa como agente reductor porque cedió electrones al oxígeno (O₂ ₎ . El oxígeno (O₂ ₎ se ha reducido porque su número de oxidación ha disminuido y actúa como agente oxidante porque ha captado electrones del hierro (Fe).

• Hidruro de litio y aluminio ( LiAlH4 ) , _un agente reductor muy fuerte
• Rojo-Al (NaAlH ₂ (OCH ₂ CH ₂ OCH ₃ ) ₂ ), una alternativa más segura y estable al hidruro de litio y aluminio
• Hidrógeno sin o con un catalizador adecuado ; por ejemplo, un catalizador de Lindlar.
• Amalgama de sodio ( Na ( Hg ))
• Aleación de sodio y plomo ( Na + Pb )
• Amalgama de zinc ( Zn ( Hg )) (reactivo para la reducción de Clemmensen )
• Diborano
• Borohidruro de sodio ( NaBH4 ₎​
• Compuestos ferrosos que contienen el ion Fe ²⁺ , como el sulfato de hierro(II).
• Compuestos estannosos que contienen el ion Sn ²⁺ , como el cloruro de estaño(II).
• Dióxido de azufre (a veces también utilizado como agente oxidante ), compuestos de sulfito
• Sulfuro de hidrógeno ( _H₂S )
• Ditionatos , _por ejemplo Na₂S₂O₆_​​_​
• Tiosulfatos , por ejemplo Na ₂ S ₂ O ₃ (principalmente en química analítica) ^{[ 11 ]}
• Yoduros , como el yoduro de potasio ( KI ) (principalmente en química analítica )
• Peróxido de hidrógeno ( H₂ O₂ )–principalmente un oxidante, pero ocasionalmente puede actuar como agente reductor, típicamente en química analítica. 
• Hidrazina ( reducción de Wolff-Kishner )
• Hidruro de diisobutilaluminio (DIBAL-H)
• Ácido oxálico ( C₂ H₂ O₄ )
• ácido fórmico (HCOOH)
• Ácido ascórbico (C ₆ H ₈ O ₆ )
• Azúcares reductores , como la eritrosa , véase Aldosa
• Fosfitos , hipofosfitos y ácido fosforoso
• Ditiotreitol (DTT): se utiliza en laboratorios de bioquímica para evitar enlaces disulfuro.
• monóxido de carbono (CO)
• Cianuros en procesos metalúrgicos hidroquímicos
• Carbono (C)
• Clorhidrato de tris-2-carboxietilfosfina (TCEP)

• Corrosión : Destrucción gradual de los materiales por reacción química con su entorno. 
• Electroquímica – Rama de la química física 
• Electrolito : sustancia cuyos iones disueltos conducen la electricidad. 
• Aceptor de electrones : Entidad química capaz de aceptar electrones. 
• Donante de electrones : Entidad química capaz de donar electrones a otra entidad. 
• Electrosíntesis – Síntesis de compuestos químicos en una celda electroquímica 
• Reducción orgánica : reacción redox que tiene lugar con compuestos orgánicos. Páginas que muestran descripciones breves de los objetivos de redireccionamiento. 
• Agente oxidante : compuesto químico utilizado para oxidar otra sustancia en una reacción química. 
• Redox – Reacción química con cambios en el estado de oxidación 
• Equivalente reductor : reacción química con cambios en el estado de oxidación. Páginas que muestran descripciones breves de los destinos de redireccionamiento. 
• Reducción sin sal

• "Principios químicos: La búsqueda del conocimiento", tercera edición. Peter Atkins y Loretta Jones, pág. F76

• Tabla que resume la fuerza de los agentes reductores en Wayback Machine (archivada el 11 de junio de 2011).