Las Reaecciones de Dismutación

Las Reacciones de Dismutación. Se denomina dismutación o desproporción a toda reacción de reducción-oxidación donde un elemento es al mismo tiempo oxidado y reducido cuando la suma de potenciales de los correspondientes pares redox es mayor de 0.

Las Reacciones de Dismutación o Reacciones de Desproporción son aquellas en las que un elemento es al mismo tiempo oxidado y reducido.

En las Reacciones de Dismutación, los reactivos generan productos en los que un elemento tiene dos estados de oxidación.

Nota: las Reacciones de Dismutación son un tipo de Reacciones Redox (Reducción-Oxidación).

El ejemplo más común de dismutación es la descomposición del agua oxigenada; los productos de este proceso son el oxígeno molecular y el agua:

2H† + H2O2 + 2e¯ → 2H2O

H2O2 → O2 + 2H† + 2e¯

─────────────────────

2H2O2 → 2H2O + O2

En este ejemplo el oxígeno presente en el agua oxigenada se encuentra en el estado de oxidación -1 y como producto de la descomposición pasa al estado de oxidación 0 en el oxígeno elemental (es oxidado), y al mismo tiempo pasa al estado de oxidación -2 en el agua (es reducido).

Otro ejemplo es la formación de cloruro e hipoclorito a partir de cloro elemental en disolución alcalina:

Cl2 + 2e¯ → 2Cl¯

Cl2 + 4OH¯ → 2ClO¯ + 2H2O + 2e¯

───────────────────────────

2Cl2 + 4OH¯ → 2Cl¯ + 2ClO¯ + 2H2O

Esta reacción utilizando hidróxido de sodio se utiliza en la fabricación de la lejía.

Aún hay numerosos otros casos como la reacción de kalomel, donde a partir del cloruro de mercurio (I) (Hg2Cl2) se forma en contacto con amoníaco (NH3) un polímero nitrogenado de mercurio (II) y mercurio elemental que da el color negro a la mezcla de reacción y justifica el nombre.

Ejemplos de Reacciones de Dismutación:

• 2Cl₂ + 4OH^– → 2Cl^– + 2ClO^– + 2H2O
• Cl₂ + 2 NaOH → H₂O + NaCl + NaOCl
• 12 OH^– + 6Br₂ → BrO₃^– + 10Br^– + 6H₂O
• 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂

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.