Reacción de desproporción





La reacción de desproporción (o de dismutación) es un tipo especial de reacción de desproporción redox. En una reacción de desproporción, un mismo elemento en un esta­do de oxidación se oxida y se reduce al mismo tiempo. En una reacción de desproporción un reactivo siempre contiene un elemento que puede tener por lo menos tres estados de oxidación. El elemento mismo está en un estado de oxidación intermedio, es decir, pue­den existir estados de oxidación superior e inferior para el mismo elemento. La descom­posición del peróxido de hidrógeno es un ejemplo de una reacción de desproporción:

2H202(oc) —? m20(l)+02(g)

Aquí, el número de oxidación del oxígeno en el reactivo (-1) puede aumentar a cero en el 02 y, al mismo tiempo, disminuir a -2 en el H20. Otro ejemplo es la reacción entre el cloro molecular y el NaOH en disolución:

0 . +1-1 Cl2(g)+20IT(ac) —> CIO” (ac)+CT (ac)+H20(Z)

Esta reacción describe la formación de los agentes blanqueadores caseros. El ion hipoclorito (CIO) es el que oxida las sustancias coloridas en las manchas, convirtiéndo­las en compuestos incoloros.

Por último, es interesante comparar las reacciones redox con las reacciones ácido- base. Ambas reacciones son similares en cuanto a que las reacciones ácido-base impli­can la transferencia de protones, en tanto que en las reacciones redox se transfieren electrones. Sin embargo, mientras que las reacciones ácido-base son fáciles de recono­cer (ya que en ellas sienlpre participa un ácido y una base), no hay un procedimiento sencillo que permita identificar un proceso redox. La única manera segura es comparan­do los números de oxidación de todos los elementos presentes en los reactivos y los productos. Cualquier cambio en el número de oxidación garantiza que la reacción es de carácter redox, por naturaleza.

Los distintos tipos de reacciones redox se ilustran con los ejemplos siguientes.

Ejemplo: Clasifique las siguientes reacciones redox e indique los cambios ocurri­dos en los números de oxidación de los elementos:

a) 2N20(g) —>2N2(g) + 02(g)

b) 6Li(s) + ISI2(g) —-» 2Li3N(s)

c) Ni(s) + Pb(NC>3)2(ac) —¡ Pb(s) + NKNO^ac)

d) 2NO2(g) + H20(/) —» HN02(ac) + HN03(ac)

Razonamiento y solución

a) Ésta es una reacción de descomposición ya que un solo tipo de reactivo se convierte en dos productos distintos. El número de oxidación del N cambia desde +1 a 0, mientras que el del O cambia de -2 a 0.

b) Ésta es una reacción de combinación (dos reactivos forman un solo producto). El nú­mero de oxidación del Li cambia desde 0 a +1, mientras que el del N cambia de 0 a -3.

c) Ésta es una reacción de desplazamiento de metal. El Ni metálico reemplaza (reduce) al ion Pb2+. El número de oxidación del Ni aumenta desde 0 a +2 mientras que el del Pb disminuye desde +2 a 0.

d) El número de oxidación del N es +4 en el N02t +3 en HN02 y +5 en HN03. Puesto que el número de oxidación del N aumenta y disminuye, ésta es una reacción de despro­porción.

 



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