Redox ( / ˈ r ɛ d ɒ k s / RED -oks , / ˈ r iː d ɒ k s / REE -doks , reducción-oxidación [2] u oxidación-reducción [3] : 150 ) es un tipo de reacción química en el que cambian los estados de oxidación de un reactivo . [4] La oxidación es la pérdida de electrones o un aumento del estado de oxidación, mientras que la reducción es la ganancia de electrones o una disminución del estado de oxidación.
Hay dos clases de reacciones redox:
"Redox" es un acrónimo de las palabras "reducción" y "oxidación". El término "redox" se utilizó por primera vez en 1928. [6]
Los procesos de oxidación y reducción ocurren simultáneamente y no pueden ocurrir de forma independiente. [5] En los procesos redox, el reductor transfiere electrones al oxidante. Así, en la reacción, el agente reductor o reductor pierde electrones y se oxida, y el agente oxidante o 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 correspondiente forma oxidante, [7] por ejemplo, Fe2+/ fe3+La oxidación sola y la reducción sola se denominan semirreacciones porque dos semirreacciones siempre ocurren juntas para formar una reacción completa. [5]
La oxidación originalmente implicaba una reacción con oxígeno para formar un óxido. Posteriormente, el término se amplió para abarcar sustancias que realizaban reacciones químicas similares a las del oxígeno. Finalmente, el significado se generalizó para incluir todos los procesos que implican la pérdida de electrones o el aumento del estado de oxidación de una especie química. [8] : A49 Las sustancias que tienen la capacidad de oxidar otras sustancias (haciendo que pierdan electrones) se dice que son oxidantes u oxidantes, y se conocen como agentes oxidantes , oxidantes u oxidantes. El oxidante elimina electrones de otra sustancia y, por tanto, se reduce. [8] : A50 Debido a que "acepta" electrones, el agente oxidante también se llama aceptor de electrones . Los oxidantes suelen ser sustancias químicas con elementos en altos estados de oxidación [3] : 159 (por ejemplo, N
2oh
4, MnO−
4, CrO3, cr
2oh2-7
_, OsO4), o bien elementos altamente electronegativos (por ejemplo, O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 ) que pueden ganar electrones adicionales al oxidar otra sustancia. [3] : 909
Los oxidantes son oxidantes, pero el término se reserva principalmente para fuentes de oxígeno, particularmente en el contexto de explosiones. El ácido nítrico es un oxidante fuerte. [9]
Las sustancias que tienen la capacidad de reducir otras sustancias (hacer que ganen electrones) se dice que son reductoras o reductoras y se conocen como agentes reductores , reductores o reductores. El reductor transfiere electrones a otra sustancia y, por tanto, se oxida. [ cita necesaria ] Debido a que dona electrones, el agente reductor también se denomina donante de electrones . Los donadores de electrones también pueden formar complejos de transferencia de carga con los aceptores de electrones. La palabra reducción originalmente se refería a la pérdida de peso al calentar un mineral metálico , como un óxido metálico , para extraer el metal. En otras palabras, el mineral fue "reducido" a metal. [ cita necesaria ] 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 del metal gana electrones en este proceso. Luego, el significado de reducción se generalizó para incluir todos los procesos que implicaban una ganancia de electrones. [ cita necesaria ] El equivalente reductor se refiere a especies químicas que transfieren el equivalente de un electrón en reacciones redox. El término es común en bioquímica . [10] Un equivalente reductor puede ser un electrón o un átomo de hidrógeno como ion hidruro . [11]
Los reductores en química son muy diversos. Los metales elementales electropositivos , como el litio , el sodio , el magnesio , el hierro , el zinc y el aluminio , son buenos agentes reductores. Estos metales donan electrones con relativa facilidad. [ cita necesaria ]
Los reactivos de transferencia de hidruros, como NaBH 4 y LiAlH 4 , se reducen por transferencia de átomos: transfieren el equivalente de hidruro o H − . Estos reactivos se utilizan ampliamente en la reducción de compuestos carbonílicos a alcoholes . [12] [13] Un método de reducción relacionado implica el uso de gas hidrógeno (H 2 ) como fuente de átomos de H. [ cita necesaria ]
El electroquímico John Bockris propuso las palabras electronación y deselectronación para describir los procesos de reducción y oxidación, respectivamente, cuando ocurren en los electrodos . [14] Estas palabras son análogas a protonación y desprotonación . [15] No han sido ampliamente adoptados por químicos en todo el mundo, [ cita necesaria ] aunque la IUPAC ha reconocido los términos electronización [16] y deselectronación. [17]
Las reacciones redox pueden ocurrir lentamente, como en la formación de óxido , o rápidamente, como en el caso de la quema de combustible . Las reacciones de transferencia de electrones son generalmente rápidas y ocurren dentro del tiempo de mezcla.
Los mecanismos de las reacciones de transferencia de átomos son muy variables porque se pueden transferir muchos tipos de átomos. Estas reacciones también pueden ser bastante complejas e implicar muchos pasos. Los mecanismos de las reacciones de transferencia de electrones ocurren por dos vías distintas: la transferencia de electrones en la esfera interna y la transferencia de electrones en la esfera externa .
El análisis de las energías de enlace y de ionización en el agua permite calcular los aspectos termodinámicos de las reacciones redox.
Cada media reacción tiene un potencial de electrodo estándar ( Eo
celular), que es igual a la diferencia de potencial o voltaje en equilibrio en condiciones estándar de una celda electroquímica en la que la reacción catódica es la semirreacción considerada y el ánodo es un electrodo de hidrógeno estándar donde se oxida el hidrógeno:
El potencial del electrodo de cada media reacción también se conoce como potencial de reducción ( Eoh
rojo), o potencial cuando la semirreacción tiene lugar en un cátodo. El potencial de reducción es una medida de la tendencia del agente oxidante a reducirse. 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., +2,866 V para F 2 ) , −0,763 V para Zn 2+ ). [8] : 873
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 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 hidrógeno y 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. Esta reacción se puede analizar como dos semirreacciones . La reacción de oxidación convierte el hidrógeno en protones :
La reacción de reducción convierte el flúor en anión fluoruro:
Las semireacciones se combinan de modo que los electrones se cancelen:
Los protones y el fluoruro se combinan para formar fluoruro de hidrógeno en una reacción no redox:
La reacción general es:
En este tipo de reacción, un átomo de metal en un compuesto o solución es reemplazado por un átomo de otro metal. Por ejemplo, el cobre se deposita cuando se coloca zinc metálico en una solución de sulfato de cobre (II) :
En la reacción anterior, el zinc metálico desplaza el ion cobre (II) de la solución de sulfato de cobre y así libera cobre metálico libre. La reacción es espontánea y libera 213 kJ por 65 g de zinc.
La ecuación iónica para 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. [8] : 176
La protección catódica es una técnica utilizada 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 que actúe como ánodo . El metal sacrificado, en lugar del metal protegido, se corroe. Una aplicación común de protección catódica es en acero galvanizado , en el que una capa de sacrificio de zinc sobre las piezas de acero las protege del óxido.
La oxidación se utiliza en una amplia variedad de industrias, como en la producción de productos de limpieza y en la oxidación del amoníaco para producir ácido nítrico .
Las reacciones redox son la base de las células electroquímicas , que pueden generar energía eléctrica o favorecer la electrosíntesis . Los minerales metálicos a menudo contienen metales en estados oxidados, como óxidos o sulfuros, de los cuales los metales puros se extraen mediante fundición a alta temperatura en presencia de un agente reductor. El proceso de galvanoplastia utiliza reacciones redox para recubrir objetos con una fina capa de un material, como en piezas de automóviles cromadas , cubiertos de plata , galvanización y joyas chapadas en oro .
Muchos procesos biológicos importantes implican reacciones redox. Antes de que algunos de estos procesos puedan comenzar, el hierro debe ser asimilado del medio ambiente. [18]
La respiración celular , por ejemplo, es la oxidación de la glucosa (C 6 H 12 O 6 ) a CO 2 y la reducción del 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 de 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 frecuentemente se almacena y libera mediante reacciones redox. La fotosíntesis implica la reducción del 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, lo 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.
Las reacciones de radicales libres son reacciones redox que ocurren como parte de la homeostasis y de la destrucción 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 a un antioxidante . Los radicales libres insatisfechos pueden estimular la mutación de las células que encuentran y, por tanto, son causas de cáncer .
El término estado redox se utiliza 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 perjudiciales, como hipoxia , shock y sepsis . Los mecanismos redox también controlan algunos procesos celulares. Las proteínas redox y sus genes deben ubicarse conjuntamente para la regulación redox según la hipótesis CoRR para la función del ADN en mitocondrias y cloroplastos .
Una amplia variedad 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 aniónicos reducen el oxígeno molecular a superóxido y regeneran el compuesto original sin cambios. 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 ciclo inútil o ciclo redox.
Los minerales son generalmente derivados oxidados de metales. El hierro se extrae como magnetita (Fe 3 O 4 ). El titanio se extrae como dióxido, normalmente en forma de rutilo (TiO 2 ). Para obtener los metales correspondientes, estos óxidos deben reducirse, lo que a menudo se logra calentando estos óxidos con carbono o monóxido de carbono como agentes reductores. Los altos hornos son reactores donde los óxidos de hierro y el coque (una forma de carbono) se combinan para producir hierro fundido. La principal reacción química que produce el hierro fundido es: [19]
Las reacciones de transferencia de electrones son fundamentales para innumerables procesos y propiedades en los suelos, y el potencial redox , cuantificado como Eh (potencial ( voltaje ) del electrodo de platino en relación con el electrodo de hidrógeno estándar) o pe (análogo al pH como actividad electrónica -log), es un maestro. Variable, junto con el pH, que controla y se rige por reacciones químicas y procesos biológicos. Las primeras investigaciones teóricas con aplicaciones a suelos inundados y 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. [20] Trabajos posteriores se basaron en esta base y la ampliaron para comprender las reacciones redox relacionadas con los cambios en el estado de oxidación de los 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 de suelos y varios enfoques metodológicos para caracterizar el estado redox de los suelos. [21] [22]
Los términos clave involucrados en redox pueden resultar confusos. [23] [24] 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. [25] Los estudiantes suelen utilizar estos mnemónicos para ayudar a memorizar la terminología: [26]
{{cite book}}: CS1 maint: location missing publisher (link)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 electronización y una reacción de deselectronación.
