Redox

Redox ( reducción-oxidación , pronunciación: / r ɛ d ɒ k s / Redoks o / r i d ɒ k s / reedoks [2] ) es un tipo de reacción química en la que los estados de oxidación de los átomos se cambian. Las reacciones redox se caracterizan por la transferencia real o formal de electrones entre especies químicas., con mayor frecuencia con una especie (el agente reductor) sometida a oxidación (pérdida de electrones) mientras que otra especie (el agente oxidante) sufre reducción (ganancia de 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:

  • La oxidación es la pérdida de electrones o un aumento en el estado de oxidación de un átomo, un ión o de ciertos átomos en una molécula .
  • La reducción es la ganancia de electrones o una disminución en el estado de oxidación de un átomo, un ión o de ciertos átomos en una molécula (una reducción en el estado de oxidación).
El sodio y el flúor se unen iónicamente para formar fluoruro de sodio . El sodio pierde su electrón externo para darle una configuración electrónica estable , y este electrón entra en el átomo de flúor exotérmicamente . Los iones con carga opuesta se atraen entre sí. El sodio se oxida; y el flúor se reduce.
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Demostración de la reacción entre un oxidante fuerte y un agente reductor. Cuando se agregan unas gotas de glicerol (agente reductor suave) al permanganato de potasio en polvo (agente oxidante fuerte), comienza una reacción redox violenta acompañada de autoignición.
Ejemplo de una reacción de reducción-oxidación entre sodio y cloro, con el mnemónico OIL RIG [1]

Muchas reacciones en la química orgánica son reacciones redox debidas 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, formalmente ganando 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 (por ejemplo, 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 correctamente a un cambio en el estado de oxidación , la transferencia real de electrones puede que nunca ocurra. 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 implican enlaces covalentes ). 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 está involucrado 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+.

Oxidantes

El pictograma internacional para sustancias químicas oxidantes

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 ]

Reductores

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 ( E0
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:

1 ⁄ 2  H 2 → H + + e - .

El potencial del electrodo de cada semirreacción también se conoce como su potencial de reducción E0
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:

mi0
celda= E0
cátodo- E0
ánodo

Sin embargo, el potencial de la reacción en el ánodo a veces se expresa como un potencial de oxidación :

mi0
buey = - E0
rojo.

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

mi0
celda= E0
rojo (cátodo)+ E0
buey (ánodo)

Ilustración de una reacción redox

En la reacción entre el hidrógeno y el flúor , el hidrógeno se oxida y el flúor se reduce:

H
2+ F
2 → 2 HF

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:

H
2→ 2  H + + 2  e -

y la reacción de reducción:

F
2+ 2 e - → 2  F -

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 :

2 H + + 2 F - → 2 HF

La reacción general es:

H
2+ F
2 → 2 HF

Desplazamiento de metal

Una reacción redox es la fuerza detrás de una celda electroquímica como la celda galvánica que se muestra en la imagen. La batería está hecha de un electrodo de zinc en una solución de ZnSO 4 conectado con un alambre y un disco poroso a un electrodo de cobre en una solución de CuSO 4 .

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 metal de zinc desplaza el ion cobre (II) de la solución de sulfato de cobre y, por lo tanto, libera el metal de cobre 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:

Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu

Como dos semirreacciones , se ve que el zinc se oxida:

Zn → Zn 2+ + 2 e -

Y el cobre se reduce:

Cu 2+ + 2 e - → Cu

Otros ejemplos

  • La reducción de nitrato a nitrógeno en presencia de un ácido ( desnitrificación ):
    2  NO-
    3    + 10 e - + 12 H + → N 2 + 6 H 2 O
  • La combustión de hidrocarburos , como en un motor de combustión interna , produce agua , dióxido de carbono , algunas formas parcialmente oxidadas como el monóxido de carbono y energía térmica . La oxidación completa de materiales que contienen carbono produce dióxido de carbono.
  • En química orgánica , la oxidación gradual de un hidrocarburo por oxígeno produce agua y, sucesivamente, un alcohol , un aldehído o una cetona , un ácido carboxílico y luego un peróxido .

Corrosión y oxidación

Óxidos, como óxido de hierro (III) u óxido , que consiste en óxidos de hierro (III) hidratados Fe 2 O 3 · n H 2 O y óxido-hidróxido de hierro (III) (FeO (OH), Fe (OH) 3 ) , se forman cuando el oxígeno se combina con otros elementos
Hierro oxidado en cubos de pirita
  • El término corrosión se refiere a la oxidación electroquímica de metales en reacción con un oxidante como el oxígeno. La oxidación , la formación de óxidos de hierro , es un ejemplo bien conocido de corrosión electroquímica; se forma como resultado de la oxidación del hierro metálico. El óxido común a menudo se refiere al óxido de hierro (III) , formado en la siguiente reacción química:
    4 Fe + 3 O 2 → 2 Fe 2 O 3
  • La oxidación de hierro (II) a hierro (III) por peróxido de hidrógeno en presencia de un ácido:
    Fe 2+ → Fe 3+ + e -
    H 2 O 2 + 2 e - → 2 OH -
Ecuación general:
2 Fe 2+ + H 2 O 2 + 2 H + → 2 Fe 3+ + 2 H 2 O

Desproporción

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).

S 2 O 3 2- (aq) + 2 H + (aq) → S (s) + SO 2 (g) + H 2 O (l)

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 a un " ánodo de sacrificio " que se corroe más fácilmente para actuar como ánodo. El metal de sacrificio en lugar del metal protegido, entonces, se corroe. Una aplicación común de protección catódica es el acero galvanizado , en el que un recubrimiento 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 recubrir objetos con una capa delgada de un material, como en las piezas de automóviles cromadas , los cubiertos de plata , la galvanización y las joyas enchapadas en oro . [ cita requerida ]

ascorbic acid
dehydroascorbic acid
Arriba: ácido ascórbico ( forma reducida de vitamina C )
Abajo: ácido deshidroascórbico ( forma oxidada de vitamina C )
El pardeamiento enzimático es un ejemplo de una reacción redox que tiene lugar en la mayoría de las frutas y verduras.

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:

C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 → 6 CO 2 + 6 H 2 O

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:

6 CO 2 + 6 H 2 O + energía luminosa → C 6 H 12 O 6 + 6 O 2

La energía biológica se almacena y libera frecuentemente 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. Consulte el artículo sobre el potencial de la 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.

Ciclismo redox

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.

Mina de uranio Mi Vida , cerca de Moab , Utah. Las bandas alternas rojas y blancas / verdes de arenisca corresponden a condiciones oxidadas y reducidas en la química redox del agua subterránea.

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 electrones -log, es un La variable maestra, junto con el pH, que controla y se rige por reacciones químicas y procesos biológicos. Las primeras investigaciones teóricas con aplicaciones en suelos inundados y la producción de arroz con cáscara fueron fundamentales 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 estado redox 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.

Medios ácidos

En medios acuosos ácidos, se añaden 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+ (aq) + NaBiO 3 (s) → Bi 3+ (aq) + 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):

8 H 2 O (l) + 2 Mn 2+ (aq) → 2  MnO-
4(aq) + 16 H + (aq) + 10 e -
10 e - + 30 H + + 5  BiO-
3(s) → 5 Bi 3+ (aq) + 15 H 2 O (l)

La suma de estas dos reacciones elimina los términos de los electrones y produce la reacción equilibrada:

14 H + (ac) + 2 Mn 2+ (ac) + 5 NaBiO 3 (s) → 7 H 2 O (l) + 2  MnO-
4(ac) + 5 Bi 3+ (ac) + 5  Na+
(aq)

Medios básicos

En medios acuosos básicos, se añaden iones OH - y agua a las semirreacciones para equilibrar la reacción general.

Por ejemplo, en la reacción entre permanganato de potasio y 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:

6 e - + 4 H 2 O + 2  MnO-
4→ 2 MnO 2 + 8 OH -
6 OH - + 3  SO2−
3→ 3  ASÍ2−
4+ 3 H 2 O + 6 e -

Al sumar estas dos reacciones de media celda, se obtiene la ecuación balanceada:

2 KMnO 4 + 3 Na 2 SO 3 + H 2 O → 2 MnO 2 + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH

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]

  • " OIL RIG ": la oxidación es la pérdida de electrones, la reducción es la ganancia de electrones [19] [20] [21] [22]
  • "LEO el león dice GER" - la pérdida de electrones es oxidación, la ganancia de electrones es reducción [19] [20] [21] [22]
  • "LEORA dice GEROA" - la pérdida de electrones se llama oxidación (agente reductor); la ganancia de electrones se llama reducción (agente oxidante). [21]
  • "RED CAT" y "AN OX", o "AnOx RedCat" ("un gato rojo buey"): la reducción se produce en el cátodo y el ánodo es para la oxidación.
  • "RED CAT gana lo que AN OX pierde" - reducción en el cátodo gana (electrones) lo que la oxidación del ánodo pierde (electrones)
  • "PÁNICO" - Ánodo positivo y negativo es cátodo. Esto se aplica a las celdas electrolíticas que liberan la electricidad almacenada y se pueden recargar con electricidad. PANIC no se aplica a las celdas que se pueden recargar con materiales redox. Estas celdas galvánicas o voltaicas , como las celdas de combustible , producen electricidad a partir de reacciones redox internas. Aquí, el electrodo positivo es el cátodo y el negativo es el ánodo.

  • Respiración anaerobica
  • Proceso Bessemer
  • Biorremediación
  • ciclo de Calvin
  • Ecuacion quimica
  • Combustión en bucle químico
  • Ciclo del ácido cítrico
  • Serie electroquímica
  • Electroquímica
  • Electrólisis
  • Equivalente de electrones
  • Cadena de transporte de electrones
  • Electrosíntesis
  • Célula galvánica
  • Hidrogenación
  • Potencial de membrana
  • Pila de combustible microbiana
  • Abstracción nucleofílica
  • Reacción redox orgánica
  • Adición oxidativa y eliminación reductora
  • Fosforilación oxidativa
  • Oxidación parcial
  • Pro-oxidante
  • Gas reducido
  • Agente reductor
  • Atmósfera reductora
  • Potencial de reducción
  • Reacción térmica
  • Transmetalación
  • Ciclo del azufre

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