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Reactivo de Fenton

El reactivo de Fenton es una solución de peróxido de hidrógeno (H 2 O 2 ) y un catalizador de hierro (normalmente sulfato de hierro (II) , FeSO 4 ). [1] Se utiliza para oxidar contaminantes o aguas residuales como parte de un proceso de oxidación avanzada . El reactivo de Fenton se puede utilizar para destruir compuestos orgánicos como el tricloroetileno y el tetracloroetileno (percloroetileno). Fue desarrollado en la década de 1890 por Henry John Horstman Fenton como reactivo analítico. [2] [3] [4]

Reacciones

El hierro (II) se oxida por acción del peróxido de hidrógeno a hierro (III) , formando un radical hidroxilo y un ion hidróxido en el proceso. Luego, el hierro (III) se reduce nuevamente a hierro (II) por acción de otra molécula de peróxido de hidrógeno, formando un radical hidroperoxilo y un protón . El efecto neto es una desproporción del peróxido de hidrógeno para crear dos especies de radicales de oxígeno diferentes, con agua (H +  + OH − ) como subproducto. [5]

Los radicales libres generados por este proceso participan en reacciones secundarias. Por ejemplo, el hidroxilo es un oxidante potente y no selectivo. [6] La oxidación de un compuesto orgánico por el reactivo de Fenton es rápida y exotérmica y da como resultado la oxidación de contaminantes a dióxido de carbono y agua principalmente.

La reacción ( 1 ) fue sugerida por Haber y Weiss en la década de 1930 como parte de lo que se convertiría en la reacción de Haber-Weiss . [7]

El sulfato de hierro (II) se utiliza típicamente como catalizador de hierro. Los mecanismos exactos del ciclo redox son inciertos, y también se han sugerido mecanismos de oxidación no OH • de compuestos orgánicos. [ cita requerida ] Por lo tanto, puede ser apropiado discutir ampliamente la química de Fenton en lugar de una reacción de Fenton específica .

En el proceso electro-Fenton, el peróxido de hidrógeno se produce in situ a partir de la reducción electroquímica del oxígeno. [8]

El reactivo de Fenton también se utiliza en síntesis orgánica para la hidroxilación de arenos en una reacción de sustitución radical como la conversión clásica de benceno en fenol .

Un ejemplo de reacción de hidroxilación implica la oxidación del ácido barbitúrico a aloxano . [9] Otra aplicación del reactivo en la síntesis orgánica es en las reacciones de acoplamiento de alcanos. Como ejemplo, el terc -butanol se dimeriza con el reactivo de Fenton y ácido sulfúrico a 2,5-dimetil-2,5-hexanodiol. [10] El reactivo de Fenton también se usa ampliamente en el campo de la ciencia ambiental para la purificación del agua y la remediación del suelo . Se informó que varias aguas residuales peligrosas se degradaron de manera efectiva a través del reactivo de Fenton. [11]

Efecto del pH en la formación de radicales libres

El pH afecta la velocidad de reacción debido a una variedad de razones. A un pH bajo, también se produce la complexación de Fe 2+ , lo que lleva a una menor disponibilidad de Fe 2+ para formar especies oxidativas reactivas (OH • ). [12] Un pH más bajo también da como resultado la eliminación de • OH por el exceso de H + , [13] reduciendo así su velocidad de reacción. Mientras que a un pH alto, la reacción se ralentiza debido a la precipitación de Fe(OH) 3 , lo que reduce la concentración de las especies Fe 3+ en solución. [11] La solubilidad de las especies de hierro está directamente gobernada por el pH de la solución . Fe 3+ es aproximadamente 100 veces menos soluble que Fe 2+ en agua natural a pH casi neutro, la concentración de iones férricos es el factor limitante para la velocidad de reacción. En condiciones de pH alto, la estabilidad del H 2 O 2 también se ve afectada, lo que resulta en su autodescomposición. [14] Un pH más alto también disminuyó el potencial redox de • OH, reduciendo así su eficacia. [15] El pH juega un papel crucial en la formación de radicales libres y, por lo tanto, en el rendimiento de la reacción. Por ello, se han llevado a cabo investigaciones continuas para optimizar el pH y otros parámetros para lograr mayores velocidades de reacción. [16]

Implicaciones biomédicas

La reacción de Fenton tiene diferentes implicaciones en biología porque implica la formación de radicales libres por especies químicas presentes de forma natural en la célula en condiciones in vivo . [17] Los iones de metales de transición como el hierro y el cobre pueden donar o aceptar electrones libres a través de reacciones intracelulares y así contribuir a la formación, o por el contrario a la eliminación, de radicales libres . Los iones superóxido y los metales de transición actúan de forma sinérgica en la aparición de daños por radicales libres. [18] Por lo tanto, aunque la importancia clínica aún no está clara, es una de las razones viables para evitar la suplementación con hierro en pacientes con infecciones activas, mientras que otras razones incluyen infecciones mediadas por hierro. [19]

Aplicaciones

El reactivo de Fenton se utiliza como agente de tratamiento de aguas residuales. [20]

El reactivo de Fenton se puede utilizar en diferentes procesos químicos que aportan iones hidroxilo u oxidan ciertos compuestos: [ cita requerida ]

Reactivo tipo Fenton

Las mezclas de Fe 2+ y H 2 O 2 se denominan reactivo de Fenton. Si se reemplaza Fe 2+ por Fe 3+ , se denomina reactivo tipo Fenton.

Se encontró que numerosos iones de metales de transición y sus complejos en sus estados de oxidación más bajos (L m M n+ ) tenían las características oxidativas del reactivo de Fenton y, por lo tanto, las mezclas de estos compuestos metálicos con H 2 O 2 se denominaron reactivos "similares a Fenton". [21]

Véase también

Referencias

  1. ^ Hemond, Harold (2015). Destino y transporte de sustancias químicas en el medio ambiente (3.ª ed.). Elsevier. pág. 287. ISBN 9780123982568.
  2. ^ Koppenol, WH (1 de diciembre de 1993). "El centenario de la reacción de Fenton". Biología y medicina de radicales libres . 15 (6): 645–651. doi :10.1016/0891-5849(93)90168-t. PMID  8138191.
  3. ^ Fenton, HJH (1894). "Oxidación del ácido tartárico en presencia de hierro". Journal of the Chemical Society, Transactions . 65 (65): 899–911. doi :10.1039/ct8946500899.
  4. ^ Hayyan, M.; Hashim, MA; Al Nashef, IM (2016). "Ión superóxido: Generación e implicaciones químicas". Chemical Reviews . 116 (5): 3029–3085. doi : 10.1021/acs.chemrev.5b00407 . PMID  26875845.
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Lectura adicional

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