Semirreacción

En química , una semirreacción (o reacción de semicelda ) es el componente de reacción 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 . Las semirreacciones se pueden escribir para describir tanto el metal que experimenta oxidación (conocido como ánodo ) como el metal que experimenta reducción (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, será necesario agregar iones H ⁺ para equilibrar los iones de hidrógeno en la semirreacción. Para las reacciones de oxidación-reducción en condiciones básicas, después de equilibrar los átomos y los números de oxidación, primero trátela como una solución ácida y luego agregue iones OH ⁻ para equilibrar los iones H ⁺ en las semirreacciones (lo que daría H ₂ O ).

Consideremos 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 ( ZnSO ₄ ) y un trozo de cobre (Cu) sumergido en una solución de sulfato de cobre (II) ( CuSO ₄ ). La reacción general es:

${\displaystyle {\ce {Zn_{(s)}{}+ CuSO4_{(aq)}-> ZnSO4_{(aq)}{}+ Cu_{(s)}}}}$

En el ánodo de Zn se produce una oxidación (el metal pierde electrones). Esto se representa en la siguiente semirreacción de oxidación (nótese que los electrones están del lado de los productos):

${\displaystyle {\ce {Zn_{(s)}-> Zn^2+ + 2e-}}}$

En el cátodo de Cu se produce una reducción (se aceptan electrones). Esto se representa en la siguiente semirreacción de reducción (nótese que los electrones están del lado de los reactivos):

${\displaystyle {\ce {Cu^2+ + 2e- -> Cu_{(s)}}}}$

Consideremos el ejemplo de la combustión de cinta de magnesio (Mg). Cuando el magnesio se quema, se combina con el oxígeno ( _O2 ) del aire para formar óxido de magnesio (MgO) según la siguiente ecuación:

${\displaystyle {\ce {2Mg_{(s)}{}+ O2_{(g)}-> 2MgO_{(s)}}}}$

El óxido de magnesio es un compuesto iónico que contiene iones Mg ²⁺ y O ²⁻ mientras que Mg _(s) y O _2(g) son elementos sin carga. El Mg _(s) con carga cero gana una carga +2 al pasar del lado reactivo al lado del producto, y el O _2(g) con carga cero gana una carga –2. Esto se debe a que cuando Mg _(s) se convierte en Mg ²⁺ , pierde 2 electrones. Como hay 2 Mg en el lado izquierdo, se pierden un total de 4 electrones de acuerdo con la siguiente semirreacción de oxidación:

${\displaystyle {\ce {2Mg_{(s)}-> 2Mg^2+ + 4e-}}}$

Por otra parte, 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 a medida que gana 4 electrones:

${\displaystyle {\ce {O2_{(g)}{}+ 4e- -> 2O^2-}}}$

La reacción global es la suma de ambas semireacciones:

${\displaystyle {\ce {2Mg_{(s)}{}+ O2_{(g)}{}+ 4e- -> 2Mg^2+ + 2O^2- + 4e-}}}$

Cuando se produce una reacción química, especialmente una reacción redox, no vemos los electrones que aparecen y desaparecen durante el transcurso de la reacción. Lo que vemos son los reactivos (material de partida) 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

${\displaystyle {\ce {2Mg_{(s)}{}+ O2_{(g)}-> 2Mg^2+ + 2O^2-}}}$

En el lado del producto existen dos iones, positivo ( Mg ²⁺ ) y negativo ( O ²⁻ ), que se combinan inmediatamente para formar un compuesto, óxido de magnesio (MgO), debido a sus cargas opuestas (atracción electrostática). En cualquier reacción de oxidación-reducción, hay dos semirreacciones: la semirreacción de oxidación y la semirreacción de reducción. La suma de estas dos semirreacciones es la reacción de oxidación-reducción.

Considere la siguiente reacción:

${\displaystyle {\ce {Cl2 + 2Fe^2+ -> 2Cl- + 2Fe^3+}}}$

Los dos elementos implicados, hierro y cloro , cambian cada uno su estado de oxidación: el hierro de +2 a +3, el cloro de 0 a -1. En consecuencia, se producen dos semirreacciones . Estos cambios se pueden representar en fórmulas insertando los electrones adecuados en cada semirreacción:

${\displaystyle {\begin{aligned}&{\ce {Fe^2+ -> Fe^3+ + e-}}\\&{\ce {Cl2 + 2e- -> 2Cl-}}\end{aligned}}}$

Dadas dos semirreacciones, es posible, conociendo los potenciales de electrodo apropiados, llegar a la reacción completa (original) de la misma manera. La descomposición de una reacción en semirreacciones es clave para comprender una variedad de procesos químicos. Por ejemplo, en la reacción anterior, se puede demostrar que se trata de una reacción redox en la que se oxida Fe y se reduce Cl. Nótese la transferencia de electrones de Fe a Cl. La descomposición también es una forma de simplificar el balanceo de una ecuación química . Un químico puede equilibrar átomos y equilibrar cargas de una parte de una ecuación a la vez.

Por ejemplo:

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

También es posible y a veces necesario considerar una semirreacción en condiciones básicas o ácidas, ya que puede haber un electrolito ácido o básico en la reacción redox . Debido a este electrolito, puede ser más difícil satisfacer el equilibrio tanto de los átomos como de las cargas. Esto se hace agregando H ₂ O, OH ⁻ , e ⁻ y/o H ⁺ a cada lado de la reacción hasta que ambos átomos y cargas estén equilibrados.

Considere la siguiente semirreacción:

${\displaystyle {\ce {PbO2 -> PbO}}}$

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

${\displaystyle {\ce {2e- + H2O + PbO2 -> PbO + 2OH-}}}$

Consideremos nuevamente la semirreacción a continuación:

${\displaystyle {\ce {PbO2 -> PbO}}}$

^Se pueden utilizar H ⁺ , _H2O y e− para equilibrar las cargas y los átomos en condiciones ácidas, siempre que se suponga que la reacción es en agua.

${\displaystyle {\ce {2e- + 2H+ + PbO2 -> PbO + H2O}}}$

Tenga en cuenta que ambos lados tienen carga equilibrada y átomos equilibrados.

A menudo habrá tanto H ⁺ como OH ⁻ presentes en condiciones ácidas y básicas, pero la reacción resultante de los dos iones producirá agua, H ₂ O (que se muestra a continuación):

${\displaystyle {\ce {H+ + OH- -> H2O}}}$

• Potencial de electrodo
• Potencial de electrodo estándar (página de datos)