Redox ( reducción-oxidación , pronunciación: / r ɛ d ɒ k s / RED -oks o / r i d ɒ k s / REE -doks [2] ) es un tipo de reacción química en la que los estados de oxidación de los átomos están cambiados. Las reacciones redox se caracterizan por la transferencia real o formal de electrones entre especies químicas , más a menudo con una especie (el agente reductor) experimentando oxidación (pérdida de electrones) mientras que otra especie (el agente oxidante ) experimenta reducción (gana electrones). [3] Se dice que las especies químicas de las que se extrae el electrón se han oxidado, mientras que las especies químicas a las que se añade el electrón se reducen. En otras palabras:
Muchas reacciones en la química orgánica son reacciones redox debido a cambios en los estados de oxidación pero sin una transferencia de electrones distinta. Por ejemplo, durante la combustión de madera con oxígeno molecular, el estado de oxidación de los átomos de carbono en la madera aumenta y el de los átomos de oxígeno disminuye a medida que se forman dióxido de carbono y agua. Los átomos de oxígeno se reducen y obtienen formalmente electrones, mientras que los átomos de carbono se oxidan y pierden electrones. Por tanto, el oxígeno es el agente oxidante y el carbono es el agente reductor en esta reacción. [4]
Aunque las reacciones de oxidación se asocian comúnmente con la formación de óxidos a partir de moléculas de oxígeno, el oxígeno no se incluye necesariamente en tales reacciones, ya que otras especies químicas pueden cumplir la misma función. [4]
Las reacciones redox pueden ocurrir con relativa lentitud, como en la formación de óxido , o mucho más rápidamente, como en el caso de quemar combustible. Existen procesos redox simples, como la oxidación del carbono para producir dióxido de carbono (CO 2 ) o la reducción del carbono por hidrógeno para producir metano (CH 4 ), y procesos más complejos como la oxidación de glucosa (C 6 H 12 O 6 ) en el cuerpo humano. El análisis de las energías de enlace y de ionización en el agua permite calcular los potenciales redox. [5] [6]
"Redox" es un acrónimo de las palabras "reducción" y "oxidación". La palabra oxidación originalmente implicaba una reacción con oxígeno para formar un óxido, ya que el dioxígeno (O 2 ( g )) fue históricamente el primer agente oxidante reconocido . Más tarde, el término se amplió para abarcar sustancias similares al oxígeno que lograban reacciones químicas paralelas. Finalmente, el significado se generalizó para incluir todos los procesos que implican la pérdida de electrones.
La palabra reducción se refería originalmente a la pérdida de peso al calentar un mineral metálico como un óxido metálico para extraer el metal. En otras palabras, el mineral se "redujo" a metal. Antoine Lavoisier demostró que esta pérdida de peso se debía a la pérdida de oxígeno como gas. Más tarde, los científicos se dieron cuenta de que el átomo de metal gana electrones en este proceso. El significado de reducción luego se generalizó para incluir todos los procesos que implican una ganancia de electrones.
El electroquímico John Bockris ha utilizado las palabras electronización y deselectronación para describir los procesos de reducción y oxidación, respectivamente, cuando ocurren en los electrodos . [7] Estas palabras son análogas a protonación y desprotonación , [8] pero no han sido ampliamente adoptadas por los químicos de todo el mundo.
El término "hidrogenación" podría utilizarse a menudo en lugar de reducción, ya que el hidrógeno es el agente reductor en un gran número de reacciones, especialmente en química orgánica y bioquímica. Sin embargo, a diferencia de la oxidación, que se ha generalizado más allá de su elemento raíz, la hidrogenación ha mantenido su conexión específica con las reacciones que agregan hidrógeno a otra sustancia (p. Ej., La hidrogenación de grasas insaturadas en grasas saturadas, R − CH = CH − R + H 2 → R-CH 2 -CH 2 -R). La palabra "redox" se utilizó por primera vez en 1928. [9]
Los procesos de oxidación y reducción ocurren simultáneamente y no pueden ocurrir independientemente uno del otro, similar a las reacciones ácido-base . [4] La oxidación sola y la reducción sola se denominan cada una semirreacción porque dos semirreacciones siempre ocurren juntas para formar una reacción completa. Al escribir semirreacciones, los electrones ganados o perdidos normalmente se incluyen explícitamente para que la semirreacción se equilibre con respecto a la carga eléctrica. Los electrones se cancelan cuando las semirreacciones se combinan para formar la ecuación química neta . [ cita requerida ]
Aunque suficientes para muchos propósitos, estas descripciones generales no son exactamente correctas. Aunque la oxidación y la reducción se refieren propiamente a un cambio en el estado de oxidación , es posible que nunca se produzca la transferencia real de electrones. El estado de oxidación de un átomo es la carga ficticia que tendría un átomo si todos los enlaces entre átomos de diferentes elementos fueran 100% iónicos. Por tanto, la oxidación se define mejor como un aumento del estado de oxidación y la reducción como una disminución del estado de oxidación . En la práctica, la transferencia de electrones siempre provocará un cambio en el estado de oxidación, pero hay muchas reacciones que se clasifican como "redox" aunque no se produzcan transferencias de electrones (como las que involucran covalentescautiverio). Como resultado, no se pueden escribir semirreacciones simples para los átomos individuales que experimentan un proceso redox. [ cita requerida ]
En los procesos redox, el reductor transfiere electrones al oxidante. Por tanto, en la reacción, el reductor o agente reductor pierde electrones y se oxida, y el oxidante o agente oxidante gana electrones y se reduce. El par de un agente oxidante y reductor que participa en una reacción particular se llama par redox . Un par redox es una especie reductora y su forma oxidante correspondiente, [10] por ejemplo, Fe2+/ Fe3+.
Las sustancias que tienen la capacidad de oxidar otras sustancias (hacer que pierdan electrones) se denominan oxidantes u oxidantes , y se conocen como agentes oxidantes, oxidantes u oxidantes. Es decir, el oxidante (agente oxidante) elimina electrones de otra sustancia y, por lo tanto, se reduce a sí mismo. Y, debido a que "acepta" electrones, el agente oxidante también se denomina aceptor de electrones . El oxígeno es el oxidante por excelencia.
Los oxidantes suelen ser sustancias químicas con elementos en estados de oxidación elevados (p. Ej., H2O2, MnO- 4, CrO3, Cr2O2- 7, OsO4), o bien elementos altamente electronegativos ( O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 ) que pueden ganar electrones adicionales oxidando otra sustancia. [ cita requerida ]
Las sustancias que tienen la capacidad de reducir otras sustancias (hacer que ganen electrones) se denominan reductoras o reductoras y se conocen como agentes reductores, reductores o reductores. El reductor (agente reductor) transfiere electrones a otra sustancia y, por lo tanto, se oxida. Y, debido a que dona electrones, el agente reductor también se denomina donante de electrones . Los donantes de electrones también pueden formar complejos de transferencia de carga con aceptores de electrones.
Los reductores en química son muy diversos. Los metales elementales electropositivos , como el litio , sodio , magnesio , hierro , zinc y aluminio , son buenos agentes reductores. Estos metales donan o regalan electrones con relativa facilidad. Los reactivos de transferencia de hidruro , como NaBH 4 y LiAlH 4 , se utilizan ampliamente en química orgánica , [11] [12] principalmente en la reducción de compuestos carbonílicos a alcoholes.. Otro método de reducción implica el uso de gas de hidrógeno (H 2 ) con un paladio , platino , o níquel catalizador . La reacción de hidrogenación catalítica es un proceso industrial importante.
Cada semirreacción tiene un potencial de electrodo estándar ( Eo
celda), que es igual a la diferencia de potencial o voltaje en equilibrio en condiciones estándar de una celda electroquímica en la que la reacción del cátodo es la semirreacción considerada, y el ánodo es un electrodo de hidrógeno estándar donde el hidrógeno se oxida:
El potencial del electrodo de cada semirreacción también se conoce como su potencial de reducción Eo
rojo, o potencial cuando la semirreacción tiene lugar en un cátodo. El potencial de reducción es una medida de la tendencia a reducirse del agente oxidante. Su valor es cero para H + + e - → 1 ⁄ 2 H 2 por definición, positivo para agentes oxidantes más fuertes que H + (p. Ej., +2.866 V para F 2 ) y negativo para agentes oxidantes que son más débiles que H + (p. Ej. , −0,763 V para Zn 2+ ). [13]
Para una reacción redox que tiene lugar en una celda, la diferencia de potencial es:
Sin embargo, el potencial de la reacción en el ánodo a veces se expresa como un potencial de oxidación :
El potencial de oxidación es una medida de la tendencia del agente reductor a oxidarse, pero no representa el potencial físico en un electrodo. Con esta notación, la ecuación de voltaje de la celda se escribe con un signo más
En la reacción entre el hidrógeno y el flúor , el hidrógeno se oxida y el flúor se reduce:
Esta reacción es espontánea y libera 542 kJ por 2 g de hidrógeno porque el enlace HF es mucho más fuerte que el enlace FF débil y de alta energía. Podemos escribir esta reacción general como dos semirreacciones :
la reacción de oxidación:
y la reacción de reducción:
El análisis de cada semirreacción de forma aislada a menudo puede aclarar el proceso químico general. Debido a que no hay un cambio neto en la carga durante una reacción redox, el número de electrones en exceso en la reacción de oxidación debe ser igual al número consumido por la reacción de reducción (como se muestra arriba).
Los elementos, incluso en forma molecular, siempre tienen un estado de oxidación cero. En la primera semirreacción, el hidrógeno se oxida desde un estado de oxidación de cero a un estado de oxidación de +1. En la segunda semirreacción, el flúor se reduce de un estado de oxidación de cero a un estado de oxidación de -1.
Al sumar las reacciones, los electrones se cancelan:
H 2 | → | 2 H + + 2 e - |
F 2+ 2 e - | → | 2 F - |
H 2 + F 2 | → | 2 H + + 2 F - |
Y los iones se combinan para formar fluoruro de hidrógeno :
La reacción general es:
En este tipo de reacción, un átomo de metal en un compuesto (o en una solución) se reemplaza por un átomo de otro metal. Por ejemplo, el cobre se deposita cuando el zinc metálico se coloca en una solución de sulfato de cobre (II) :
Zn (s) + CuSO 4 (aq) → ZnSO 4 (aq) + Cu (s)
En la reacción anterior, el zinc metálico desplaza el ion cobre (II) de la solución de sulfato de cobre y, por lo tanto, libera el cobre metálico libre. La reacción es espontánea y libera 213 kJ por 65 g de zinc porque, en relación con el zinc, el cobre metálico es más bajo en energía debido a la unión a través de sus orbitales d parcialmente llenos. [5]
La ecuación iónica de esta reacción es:
Como dos semirreacciones , se ve que el zinc se oxida:
Y el cobre se reduce:
Una reacción de desproporción es aquella en la que una sola sustancia se oxida y se reduce. Por ejemplo, el ion tiosulfato con azufre en estado de oxidación +2 puede reaccionar en presencia de ácido para formar azufre elemental (estado de oxidación 0) y dióxido de azufre (estado de oxidación +4).
Así, un átomo de azufre se reduce de +2 a 0, mientras que el otro se oxida de +2 a +4. [14]
La protección catódica es una técnica que se utiliza para controlar la corrosión de una superficie metálica convirtiéndola en el cátodo de una celda electroquímica. Un método simple de protección conecta el metal protegido con un " ánodo de sacrificio " que se corroe más fácilmente para que actúe como ánodo. Entonces, el metal de sacrificio en lugar del metal protegido se corroe. Una aplicación común de protección catódica es el acero galvanizado , en el que una capa de sacrificio de zinc sobre las piezas de acero las protege de la oxidación. [ cita requerida ]
La oxidación se utiliza en una amplia variedad de industrias, como la producción de productos de limpieza y la oxidación del amoníaco para producir ácido nítrico .
Las reacciones redox son la base de las células electroquímicas , que pueden generar energía eléctrica o apoyar la electrosíntesis . Los minerales metálicos contienen a menudo metales en estados oxidados como óxidos o sulfuros, de los cuales los metales puros se extraen fundiéndolos a alta temperatura en presencia de un agente reductor. El proceso de galvanoplastia utiliza reacciones redox para revestir objetos con una capa delgada de un material, como en las piezas de automóviles cromadas , cubiertos de plata , galvanización y joyas chapadas en oro . [ cita requerida ]
Muchos procesos biológicos importantes involucran reacciones redox. Antes de que algunos de estos procesos puedan comenzar, el hierro debe asimilarse del medio ambiente. [15]
La respiración celular , por ejemplo, es la oxidación de glucosa (C 6 H 12 O 6 ) a CO 2 y la reducción de oxígeno a agua . La ecuación resumida para la respiración celular es:
El proceso de respiración celular también depende en gran medida de la reducción de NAD + a NADH y la reacción inversa (la oxidación de NADH a NAD + ). La fotosíntesis y la respiración celular son complementarias, pero la fotosíntesis no es lo contrario de la reacción redox en la respiración celular:
La energía biológica se almacena y libera con frecuencia mediante reacciones redox. La fotosíntesis implica la reducción de dióxido de carbono en azúcares y la oxidación del agua en oxígeno molecular. La reacción inversa, la respiración, oxida los azúcares para producir dióxido de carbono y agua. Como pasos intermedios, los compuestos de carbono reducido se utilizan para reducir el dinucleótido de nicotinamida y adenina (NAD + ) a NADH, que luego contribuye a la creación de un gradiente de protones , que impulsa la síntesis de trifosfato de adenosina (ATP) y se mantiene mediante la reducción de oxígeno. En las células animales, las mitocondrias realizan funciones similares. Ver elArtículo sobre potencial de membrana .
Las reacciones de radicales libres son reacciones redox que ocurren como parte de la homeostasis y la muerte de microorganismos, donde un electrón se desprende de una molécula y luego se vuelve a unir casi instantáneamente. Los radicales libres son parte de las moléculas redox y pueden volverse dañinos para el cuerpo humano si no se vuelven a unir a la molécula redox o un antioxidante . Los radicales libres insatisfechos pueden estimular la mutación de las células que encuentran y, por lo tanto, son causas de cáncer.
El término estado redox se usa a menudo para describir el equilibrio de GSH / GSSG , NAD + / NADH y NADP + / NADPH en un sistema biológico como una célula u órgano. El estado redox se refleja en el equilibrio de varios conjuntos de metabolitos (p. Ej., Lactato y piruvato , beta-hidroxibutirato y acetoacetato ), cuya interconversión depende de estas proporciones. Un estado redox anormal puede desarrollarse en una variedad de situaciones deletéreas, como hipoxia , shock y sepsis.. El mecanismo redox también controla algunos procesos celulares. Las proteínas redox y sus genes deben estar coubicadas para la regulación redox de acuerdo con la hipótesis CoRR para la función del ADN en mitocondrias y cloroplastos.
Amplias variedades de compuestos aromáticos se reducen enzimáticamente para formar radicales libres que contienen un electrón más que sus compuestos originales. En general, el donante de electrones es cualquiera de una amplia variedad de flavoenzimas y sus coenzimas . Una vez formados, estos radicales libres de aniones reducen el oxígeno molecular a superóxido y regeneran el compuesto original inalterado. La reacción neta es la oxidación de las coenzimas de la flavoenzima y la reducción del oxígeno molecular para formar superóxido. Este comportamiento catalítico se ha descrito como un ciclo inútil o ciclo redox.
En geología , redox es importante tanto para la formación de minerales como para la movilización de minerales, y también es importante en algunos entornos de depósito . En general, el estado redox de la mayoría de las rocas se puede ver en el color de la roca. La roca se forma en condiciones oxidantes, dándole un color rojo. Luego se "blanquea" a una forma verde, o algunas veces blanca, cuando un fluido reductor pasa a través de la roca. El fluido reducido también puede transportar minerales que contienen uranio . Ejemplos famosos de condiciones redox que afectan los procesos geológicos incluyen depósitos de uranio y mármoles Moqui . [ cita requerida ]
Las reacciones de transferencia de electrones son fundamentales para innumerables procesos y propiedades en los suelos, y la "actividad" de los electrones, cuantificada como Eh (potencial (voltaje) del electrodo de platino en relación con el electrodo de hidrógeno estándar) o pe (análogo al pH como actividad de los electrones -log) es un La variable maestra, junto con el pH, que controla y se rige por reacciones químicas y procesos biológicos. La investigación teórica inicial con aplicaciones a suelos inundados y la producción de arroz con cáscara fue fundamental para el trabajo posterior sobre los aspectos termodinámicos del crecimiento redox y de las raíces de las plantas en los suelos. [16 ]El trabajo posterior se basó en esta base y la amplió para comprender las reacciones redox relacionadas con los cambios de estado de oxidación de metales pesados, la pedogénesis y la morfología, la degradación y formación de compuestos orgánicos, la química de los radicales libres, la delimitación de humedales, la remediación del suelo y varios enfoques metodológicos para caracterizar el redox. estado de los suelos. [17] [18]
La descripción de la reacción electroquímica general para un proceso redox requiere un equilibrio de las semirreacciones de los componentes para la oxidación y la reducción. En general, para reacciones en solución acuosa, esto implica agregar H + , OH - , H 2 O y electrones para compensar los cambios de oxidación.
En medios acuosos ácidos, se agregan iones H + y agua a las semirreacciones para equilibrar la reacción general.
Por ejemplo, cuando el manganeso (II) reacciona con el bismutato de sodio :
Reacción desequilibrada: | Mn 2+ (ac) + NaBiO 3 (s) → Bi 3+ (ac) + MnO- 4 (aq) |
Oxidación: | 4 H 2 O (l) + Mn 2+ (aq) → MnO- 4(aq) + 8 H + (aq) + 5 e - |
Reducción: | 2 e - + 6 H + + BiO- 3(s) → Bi 3+ (aq) + 3 H 2 O (l) |
La reacción se equilibra escalando las dos reacciones de media celda para involucrar el mismo número de electrones (multiplicando la reacción de oxidación por el número de electrones en el paso de reducción y viceversa):
La suma de estas dos reacciones elimina los términos de los electrones y produce la reacción equilibrada:
En medios acuosos básicos, se añaden iones OH - y agua a las semirreacciones para equilibrar la reacción general.
Por ejemplo, en la reacción entre el permanganato de potasio y el sulfito de sodio :
Reacción desequilibrada: | KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 + Na 2 SO 4 + KOH |
Reducción: | 3 e - + 2 H 2 O + MnO- 4→ MnO 2 + 4 OH - |
Oxidación: | 2 OH - + SO2− 3→ ASÍ2− 4+ H 2 O + 2 e - |
Al equilibrar el número de electrones en las dos reacciones de semicelda se obtiene:
Al sumar estas dos reacciones de media celda, se obtiene la ecuación balanceada:
Los términos clave involucrados en redox son a menudo confusos. [19] [20] Por ejemplo, un reactivo que se oxida pierde electrones; sin embargo, ese reactivo se denomina agente reductor. Asimismo, un reactivo que se reduce gana electrones y se denomina agente oxidante. [21] Los estudiantes suelen utilizar estos mnemónicos para ayudar a memorizar la terminología: [22]
Las reacciones homogéneas de transferencia de protones descritas son similares a las reacciones homogéneas de transferencia de electrones en que la reacción general de transferencia de electrones se puede descomponer en una reacción de electronación y una reacción de deselectronación.
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