Una reacción de oxidación-reducción o abreviadamente una reacción redox, es aquella en la cual ocurre una transferencia de electrones. La sustancia que gana electrones se denomina oxidante y la que los cede reductor. Por lo tanto, el oxidante se reduce ( le sucede una reducción ) y el reductor se oxida ( le acontece una oxidación ).
Se asevera entonces que una reacción redox se conforma de dos semi-reacciones: oxidación y reducción. Ambas se producen simultáneamente.
También se da el hecho de que una misma sustancia se reduce y oxida a la vez. Esto se llama dismutación.
Se asevera entonces que una reacción redox se conforma de dos semi-reacciones: oxidación y reducción. Ambas se producen simultáneamente.
También se da el hecho de que una misma sustancia se reduce y oxida a la vez. Esto se llama dismutación.
Número de oxidación
El número de oxidación es un valor arbitrario que se le asigna a un elemento. Para esto es conveniente seguir la siguiente pauta:
Los elementos libres en estado neutro ( H2 , O2 , Cl2 , Cu, Fe , etc. ) tienen número de oxidación igual a 0
Cuando los elementos están combinados, tenemos lo siguiente:
Flúor ( F ) número de oxidación = –1
Hidrógeno ( H ) número de oxidación = +1
número de oxidación = –1 ( Hidruros: NaH, MgH2 , etc. )
Cuando no se puede determinar el número de oxidación directamente, hay que deducirlo aplicando lo siguiente:
En la molécula neutra, la suma de los números de oxidación de cada átomo de ella es igual a 0.
En el ión, la suma de los números de oxidación de cada átomo de él es igual a la carga eléctrica del ión
Ejemplo:
NH3 : número de oxidación del N + 3 × número de oxidación del H = 0
número de oxidación del N + 3 × ( +1 ) = 0
número de oxidación del N = –3
Oxidación
En cada oxidación hay una pérdida de electrones, lo que equivale a decir que un elemento aumentó su número de oxidación, por ejemplo:
Reducción
En toda reducción hay una ganancia de electrones, lo que significa que un elemento disminuyó su número de oxidación, por ejemplo:
Igualación de una reacción redox
Generalmente necesitamos igualar una reacción redox, por ejemplo:
Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 ( reacción no igualada )
Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2O ( reacción igualada )
Para este propósito, primero debemos identificar las sustancias que se oxidan y reducen, mediante un análisis de los cambios de números de oxidación. Como ya dijimos, siempre sucede esto. Conviene, cuando es posible, expresar lo anterior en forma iónica.
Oxidación: Cu 0 Cu +2
El cobre aumenta su número de oxidación de 0 a +2 , por lo tanto pierde 2 e – y el azufre disminuye su número de oxidación de +6 a +4 , o sea gana 2 e – ; además para igualar las cargas eléctricas en la reducción debemos agregar al lado izquierdo 4 H + ( estamos en un medio ácido ) y dos moléculas de agua, en el lado derecho, para igualar el número de átomos de cada elemento:
Oxidación: Cu 0 = Cu +2 + 2 e –
Oxidación: Cu 0 = Cu +2 + 2 e –
Reducción: SO4 –2 + 2e – + 4 H + = SO2 + 2 H2O
Como el número de electrones cedidos es igual al número de electrones ganados, podemos reunir directamente ambas semi-reacciones:
Cu + SO4 –2 + 4 H + = Cu +2 + SO2 + 2 H2O
Lo que se expresa en la forma molecular:
Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Conviene observar que los protones ( H + ) provienen del ácido sulfúrico ( H2SO4 )
Masa equivalente
La masa equivalente de un elemento ( o compuesto ) en una reacción redox se calcula de la siguiente forma:
POTENCIAL REDOX
Dentro de una reacción redox siempre existe una sustancia que se oxida y otra que se reduce, lo que implica una transferencia de electrones entre las mismas. La reacción redox va acompañada por un intercambio de energía química, ya sea que se libere o que se almacene en los compuestos químicos implicados en el proceso. La forma más fácil de analizar la espontaneidad de una reacción química es utilizando la energía libre de Gibbs como criterio
donde G es la energía libre de Gibbs, S es la entropía, T es la temperatura, V es el volumen, P es la presión, μ
k es el potencial químico de la k-ésima especie química y nk es el número de moles de la k-ésima especie química.
Debido a que es muy difícil medir o calcular los potenciales químicos, entonces debemos encontrar una forma más fácil de hacer el cálculo. Lo que se ha hecho es conectar la energía química intercambiada durante una reacción con la carga eléctrica transportada por los electrones cuando éstos se mueven desde una sustancia que se oxida hacia una sustancia que se reduce. Esto se hace suponiendo que la energía química se puede sustituir por una energía potencial eléctrica imaginaria o ficticia referida específicamente al transporte de los electrones.
Para lograr esto, también es necesario creer en la existencia de una diferencia de potencial eléctrico imaginaria.
Esta diferencia de potencial eléctrico imaginaria corresponde exactamente con la diferencia de potencial redox denotada por ΔE, por lo tanto tenemos
ΔG = qΔE
Por lo anterior podemos decir que la diferencia en la energía libre de Gibbs de una reacción química se calcula como el producto de la diferencia de potencial redox ΔE multiplicada por la carga eléctrica q transportada por los electrones. Por otro lado, las reacciones electroquímicas siempre tratarán de liberar energía en forma análoga al comportamiento del potencial gravitacional y del potencial eléctrico, por lo que los electrones siempre se moverán espontáneamente desde un potencial redox menor hacia un potencial redox mayor. En el caso de los electrones, éstos se comportan de la misma forma bajo la acción de un potencial eléctrico que bajo la acción de un potencial redox.
Se debe mencionar, que el potencial redox depende de las condiciones de concentración y de temperatura para una especie química dada, por lo que si se alteran estas condiciones, entonces el valor del potencial redox también se verá alterado. Por lo anterior es necesario definir un potencial redox en condiciones estándar, las cuales consisten en tener al sistema de estudio a la temperatura de 25 °C y a la presión de 1 bar. Así mismo, es necesario que la actividad termodinámica ak de cada una de las especies químicas sea igual a la unidad, ak = 1. El potencial redox estándar se denota por E°.
El ejemplo más conocido y sencillo de abordar es la celda de cobre-zinc, la cual consiste en sumergir un pedazo de cobre metálico y un pedazo de zinc metálico en una solución acuosa de sulfato de cobre y sulfato de zinc.
RADICALES LIBRES
RADICALES LIBRES
Los radicales libres son resultado de los procesos fisiológicos propios del organismo, como el metabolismo de los alimentos, la respiración y el ejercicio, o bien son generados por factores ambientales como la contaminación industrial, el tabaco, la radiación, los medicamentos, los aditivos químicos en alimentos procesados y los pesticidas. Son átomos o moléculas extremadamente reactivas, debido a que en el orbital más externo de su estructura tienen uno o más electrones sin aparear. Esta inestabilidad les confiere una avidez física por la captura de un electrón de cualquier otra molécula de su entorno, ocasionando que la estructura afectada quede inestable. De esta forma pueden establecer reacciones en cadena por medio de varios transportadores que se oxidan y se reducen secuencialmente, cuando un radical libre inicial modifica una biomolécula después de transferir o capturar un electrón. El daño es transmitido por medio de los transportadores, que incluso pueden ser moléculas circulantes. Con base en esta definición, son radicales
libres la molécula de oxígeno, el átomo de hidrógeno y los metales de transición (en estado iónico). La enorme
reactividad de los radicales de oxígeno los lleva a interactuar ávidamente con otras moléculas.
Los radicales libres se forman por fuentes exógenas o endógenas. Un ejemplo de las segundas se observa en los sistemas biológicos, los cuales necesitan el oxígeno para su metabolismo energético.
Aproximadamente 80% del adenosín trifosfato (ATP) que utilizamos se forma en las mitocondrias, donde se consume entre 85 y 90% del oxígeno.
libres la molécula de oxígeno, el átomo de hidrógeno y los metales de transición (en estado iónico). La enorme
reactividad de los radicales de oxígeno los lleva a interactuar ávidamente con otras moléculas.
Los radicales libres se forman por fuentes exógenas o endógenas. Un ejemplo de las segundas se observa en los sistemas biológicos, los cuales necesitan el oxígeno para su metabolismo energético.
Aproximadamente 80% del adenosín trifosfato (ATP) que utilizamos se forma en las mitocondrias, donde se consume entre 85 y 90% del oxígeno.
Las células han desarrollado mecanismos que las protegen del efecto nocivo de los radicales libres con base en un complejo sistema de defensa constituido por los agentes antioxidantes. Así, cuando se incrementa la producción de radicales libres, estos mecanismos se activan para controlar y estabilizar el ambiente redox intra o extracelular. Los antioxidantes se definen como aquellas sustancias que, presentes en bajas concentraciones
respecto a las de un sustrato oxidable (biomoléculas), retardan o previenen la oxidación. Al interactuar con el radical libre, el antioxidante cede un electrón, se oxida y se transforma.
respecto a las de un sustrato oxidable (biomoléculas), retardan o previenen la oxidación. Al interactuar con el radical libre, el antioxidante cede un electrón, se oxida y se transforma.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
www.ub.edu.ar/catedras/ingenieria/quimica.../REDOX.DOC -
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