Redox

Sodium "gives" un electron externo a flúor, uniéndolos para formar fluoruro de sodio. El átomo de sodio es oxidado, y el flúor se reduce.

Ejemplo de una reacción de reducción–oxidación entre sodio y cloro, con el OIL RIG mnemonic

Redox (reducción-oxidación, RED-oks, REE-doks) es un tipo de reacción química en la que cambian los estados de oxidación del sustrato. La oxidación es la pérdida de electrones o un aumento en el estado de oxidación, mientras que la reducción es la ganancia de electrones o una disminución en el estado de oxidación.

Hay dos clases de reacciones redox:

• Electron-transferencia – Sólo un electron (normalmente) fluye del agente de reducción al oxidante. Este tipo de reacción redox se discute a menudo en términos de parejas redox y potencial de electrodo.
• Transferencia de átomos – Un átomo transfiere de un sustrato a otro. Por ejemplo, en el oxidado del hierro, el estado de oxidación de los átomos de hierro aumenta a medida que el hierro se convierte en un óxido, y simultáneamente el estado de oxidación del oxígeno disminuye al aceptar electrones liberados por el hierro. Aunque las reacciones de oxidación se asocian comúnmente con la formación de óxidos, otras especies químicas pueden servir la misma función. En hidrógeno, los bonos C=C (y otros) se reducen mediante transferencia de átomos de hidrógeno.

Terminología

"Redox" es una combinación de las palabras "reducción" y "oxidación". El término "redox" se usó por primera vez en 1928. Los procesos de oxidación y reducción ocurren simultáneamente y no pueden ocurrir de manera independiente. En los procesos redox, el reductor transfiere electrones al oxidante. Así, 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. Una pareja redox es una especie reductora y su correspondiente forma oxidante, por ejemplo, Fe2+/ Fe3+.La oxidación sola y la reducción sola se denominan media reacción porque dos semirreacciones siempre ocurren juntas para formar una reacción completa.

Oxidantes

Oxidación originalmente implicaba una reacción con oxígeno para formar un óxido. Posteriormente, el término se amplió para abarcar sustancias similares al oxígeno que realizan reacciones químicas paralelas. En última instancia, el significado se generalizó para incluir todos los procesos que involucran la pérdida de electrones. Las sustancias que tienen la capacidad de oxidar otras sustancias (hacer que pierdan electrones) se dice que son oxidativas u oxidantes, y se conocen como oxidantes agentes, oxidantes u oxidantes. El oxidante (agente oxidante) elimina electrones de otra sustancia y, por lo tanto, se reduce a sí mismo. Y, porque "acepta" electrones, el agente oxidante también se denomina aceptor de electrones. Los oxidantes suelen ser sustancias químicas con elementos en estados de oxidación elevados (p. ej., H2O2, MnO−4, CrO3, Cr2O2−7, OsO4), o elementos altamente electronegativos (ej., O2, F2, Cl2, Br2, I2) que pueden ganar electrones adicionales al oxidar otra sustancia.

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.

El pictograma internacional para sustancias químicas oxidantes

El oxígeno es el oxidante por excelencia.

Reductores

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 (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. 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" al 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 involucran una ganancia de electrones. Equivalente reductor se refiere a especies químicas que transfieren el equivalente de un electrón en reacciones redox. El término es común en bioquímica. Un equivalente reductor puede ser un electrón, un átomo de hidrógeno, como un ion hidruro.

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 o regalan electrones con relativa facilidad. Transfieren electrones.

Reactivos de transferencia de hidruro, como NaBH4 y LiAlH4, se reducen por transferencia atómica: transfieren el equivalente de hidruro o H⁻. Estos reactivos se utilizan ampliamente en la reducción de compuestos carbonílicos a alcoholes. Un método de reducción relacionado implica el uso de hidrógeno gaseoso (H₂) como fuentes de átomos de H.

Electronación y deselectronación

El electroquímico John Bockris propuso las palabras electronación y deelectronación para describir los procesos de reducción y oxidación, respectivamente, cuando ocurren en los electrodos. Estas palabras son análogas a protonación y desprotonación. No han sido ampliamente adoptados por los químicos de todo el mundo, aunque la IUPAC ha reconocido el término electronación.

Tasas, mecanismos y energías

Las reacciones redox pueden ocurrir lentamente, como en la formación de óxido, o rápidamente, como en el caso de quemar 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. Tales reacciones también pueden ser bastante complejas, es decir, involucrar 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 las energías de ionización en el agua permite el cálculo de los aspectos termodinámicos de las reacciones redox.

Potenciales de electrodo estándar (potenciales de reducción)

Cada semirreacción tiene un potencial de electrodo estándar (E ^o
_cell), que es igual al potencial diferencia o tensión en equilibrio en condiciones estándar de una celda electroquímica en la que la reacción del cátodo es la semireacción considerada, y el ánodo es un electrodo de hidrógeno estándar donde se oxida el hidrógeno:

1.2H₂ → H⁺ + e⁻

El potencial de electrodo de cada semirreacción también se conoce como su potencial de reducción E^o
_red, 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 H₂ por definición, positivo para agentes oxidantes más fuertes que H⁺ (por ejemplo, + 2,866 V para F₂) y negativo para agentes oxidantes que son más débiles que H⁺ (por ejemplo, −0,763 V para Zn²⁺).

Para una reacción redox que tiene lugar en una celda, la diferencia de potencial es:

E^o
_célula = E^o
_cathode – E^o
_anode

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

E^o
_Ox=E^o
_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 del voltaje de la celda se escribe con un signo más

E^o
_célula = E^o
_red(cathode) + E^o
_ox(anode)

Ejemplos de reacciones redox

Ilustración de una reacción redox

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

H₂ + F₂ → 2 HF

Esta reacción es espontánea y libera 542 kJ por 2 g de hidrógeno porque el enlace H-F es mucho más fuerte que el enlace F-F. Esta reacción se puede analizar como dos semirreacciones. La reacción de oxidación convierte el hidrógeno en protones:

H₂ → 2 H+ + 2 –

La reacción de reducción convierte el flúor en el anión fluoruro:

F₂ + 2 e⁻ → 2 F−

Las semirreacciones se combinan para que los electrones se cancelen:

H 2	→	2 H+ + 2 e−
F 2 + 2 e−	→	2 F−
H2 + F2	→	2 H+ + 2 F−

Los protones y el fluoruro se combinan para formar fluoruro de hidrógeno en una reacción no redox:

2 H⁺ + 2 F⁻ → 2 HF

La reacción general es:

H₂ + F₂ → 2 HF

Desplazamiento de metales

Una reacción redox es la fuerza detrás de una célula electroquímica como la célula galvánica imaginada. La batería está hecha de un electrodo de zinc en un ZnSO₄ solución conectada con un alambre y un disco poroso a un electrodo de cobre en un CuSO₄ solución.

En este tipo de reacción, un átomo de metal en un compuesto (o en una solución) es reemplazado 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) + CuSO₄ (aq) → ZnSO₄ (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 cobre metálico libre. La reacción es espontánea y libera 213 kJ por 65 g de zinc.

La ecuación iónica para esta reacción es:

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

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

Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻

Y el cobre se reduce:

Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu

Otros ejemplos

• La reducción del nitrato al nitrógeno en presencia de un ácido (denitrificación):

2 NO−3 + 10 e⁻ + 12 H⁺ → N₂ + 6 H₂O

• La combustión de hidrocarburos, como en un motor de combustión interna, produce agua, dióxido de carbono, algunas formas parcialmente oxidadas como monóxido de carbono y energía térmica. La oxidación completa de materiales que contienen carbono produce dióxido de carbono.
• La oxidación gradual de un hidrocarburo por oxígeno, en química orgánica, produce agua y, sucesivamente: un alcohol, un aldehído o una cetona, un ácido carboxílico y luego un peróxido.

Corrosión y oxidación

óxidos, como el óxido de hierro(III) o el óxido, que consiste en óxidos de hierro hidratado(III) Fe₂O₃·nH₂O and iron(III) oxide-hidroxide (FeO(OH), Fe(OH)₃), forma cuando el oxígeno se combina con otros elementos

Rusting de hierro en cubos de pirita

• El término corrosión se refiere a la oxidación electroquímica de metales en reacción con un oxidante como el oxígeno. Rusting, la formación de óxidos de hierro, es un ejemplo bien conocido de la corrosión electroquímica; se forma como resultado de la oxidación del metal de hierro. El óxido común a menudo se refiere al óxido de hierro(III), formado en la siguiente reacción química:

4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃

• La oxidación de hierro(II) a hierro(III) por peróxido de hidrógeno en presencia de un ácido:

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻

H₂O₂ + 2 e⁻ # 2 OH⁻

Aquí la ecuación general implica añadir la ecuación de reducción al doble de la ecuación de oxidación, de modo que los electrones cancelan:

2 Fe²⁺ + H₂O₂ + 2 H⁺ → 2 Fe³⁺ + 2 H₂O

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).

S₂O2 - 23 + 2 H⁺ → S + SO₂ + H₂O

Así, un átomo de azufre se reduce de +2 a 0, mientras que el otro se oxida de +2 a +4.

Reacciones redox en la industria

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. actuar como ánodo. Entonces, el metal de sacrificio en lugar del metal protegido se corroe. Una aplicación común de la 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.

La oxidación se utiliza en una amplia variedad de industrias, como en la producción de productos de limpieza y en la oxidación de amoníaco para producir ácido nítrico.

Las reacciones redox son la base de las celdas electroquímicas, que pueden generar energía eléctrica o apoyar la electrosíntesis. Los minerales metálicos suelen contener metales en estados oxidados, como óxidos o sulfuros, de los que se extraen los metales puros mediante fundición 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 piezas de automóviles cromadas, cubertería enchapada en plata, galvanización y joyería enchapada en oro.

Reacciones redox en biología

Top: ácido ascórbico (forma reducida de vitamina C)
Fondo: ácido deshidroascórbico (forma oxidada de vitamina C)

El marrón enzimático es un ejemplo de una reacción redox que tiene lugar en la mayoría de las frutas y verduras.

Muchos procesos biológicos importantes implican reacciones redox. Antes de que algunos de estos procesos puedan comenzar, el hierro debe ser asimilado del medio ambiente.

La respiración celular, por ejemplo, es la oxidación de glucosa (C₆H₁₂O₆) a CO2 y la reducción de oxígeno regar. La ecuación resumida para la respiración celular es:

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O

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:

6 CO₂ + 6 H₂O + energía ligera → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂

La energía biológica se almacena y libera con frecuencia 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, que luego contribuye a la creación de un gradiente de protones, que impulsa la síntesis de trifosfato de adenosina (ATP) y se mantiene por la reducción de oxígeno. En las células animales, las mitocondrias realizan funciones similares. Consulte el artículo Potencial de membrana.

Las reacciones de radicales libres son reacciones redox que ocurren como parte de la homeostasis y la eliminación de microorganismos, donde un electrón se separa 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 lo tanto, son las causas del 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 o Organo. 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. El mecanismo redox también controla algunos procesos celulares. Las proteínas redox y sus genes deben ubicarse en el mismo lugar para la regulación redox de acuerdo con la hipótesis CoRR para la función del ADN en las mitocondrias y los cloroplastos.

Ciclo 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 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 un ciclo inútil o ciclo redox.

Reacciones redox en geología

Hornos de Blast Třinec Iron y Steel Works, República Checa

Los minerales son generalmente derivados oxidados de los metales. El hierro se extrae como su magnetita (Fe₃O₄). El titanio se extrae como su dióxido, normalmente en forma de rutilo (TiO₂). 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 los 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:

Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂

Reacciones redox en suelos

Las reacciones de transferencia de electrones son fundamentales para innumerables procesos y propiedades en los suelos, y la "actividad" de electrones, cuantificada como Eh (potencial de electrodo de platino (voltaje) en relación con el electrodo de hidrógeno estándar) o pe (análogo al pH como -log actividad de electrones), es una variable maestra, junto con el pH, que controla y se rige por reacciones químicas y procesos biológicos. Las primeras investigaciones teóricas con aplicaciones a los suelos inundados y la producción de arroz con cáscara fueron fundamentales para el trabajo posterior sobre los aspectos termodinámicos de la redox y el crecimiento de las raíces de las plantas en los suelos. El trabajo posterior se basó en esta base y la amplió para comprender las reacciones redox relacionadas con los cambios en el estado de oxidación de metales pesados, la pedogénesis y la morfología, la degradación y formación de compuestos orgánicos, la química de radicales libres, la delimitación de humedales, la remediación del suelo y varios enfoques metodológicos para caracterizar el redox. estado de los suelos.

Mnemónicos

Los términos clave involucrados en redox pueden ser confusos. 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. Estos mnemotécnicos son comúnmente utilizados por los estudiantes para ayudar a memorizar la terminología:

• "OIL RIG" oxidación is lOss de electrones, reducción is gde electrones
• "LEO el león dice GER [grr]" lOss of electrons es oxidación, gde electrons es reducción
• "LEORA dice GEROA" — la pérdida de electrones se llama oxidación (agente de reducción); la ganancia de electrones se llama reducción (agente oxidante).
• "RED CAT" y "AN OX", o "AnOx RedCat" ("un gato rojo ox") — la reducción se produce en la cátodo y el ánodo es para la oxidación
• "RED CAT gana lo que AN OX pierde" – reducción en las ganancias de cathode (electronas) lo que la oxidación de unnodo pierde (electronas)
• "PANIC" - Ungido positivo y negativo es Cathode. Esto se aplica a las células electrolíticas que liberan electricidad almacenada, y se puede recargar con electricidad. PANIC no se aplica a las células que se pueden recargar con materiales de redox. Estas células galvánicas o voltáticas, como las células de combustible, producen electricidad a partir de reacciones internas de redox. Aquí, el electrodo positivo es el cátodo y el negativo es el ánodo.