Reducción-oxidación (Redox)

Reducción-oxidación (Redox) es un tipo de reacción química en la que se modifican los estados de oxidación de los átomos. Las reacciones redox se caracterizan por la transferencia real o formal de electrones entre especies químicas, más a menudo con una especie (el agente reductor) que sufre oxidación (perdiendo electrones) mientras que otra especie (el agente oxidante) sufre reducción (gana electrones).Se dice que la especie química de la que se extrae el electrón se ha oxidado, mientras que se dice que se ha reducido la especie química a la que se añade el electrón. En otras palabras:

• La oxidación es la pérdida de electrones o un aumento en el estado de oxidación de un átomo, un ion o ciertos átomos en una molécula.
• La reducción es la ganancia de electrones o una disminución en el estado de oxidación de un átomo, un ion o de ciertos átomos en una molécula (una reducción en el estado de oxidación).

Muchas reacciones en 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, ganando formalmente electrones, mientras que los átomos de carbono se oxidan, perdiendo electrones. Así, el oxígeno es el agente oxidante y el carbono es el agente reductor en esta reacción.

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.

Las reacciones redox pueden ocurrir con relativa lentitud, como en la formación de óxido, o mucho más rápidamente, como en el caso de la quema de 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 las energías de ionización en el agua permite el cálculo de los potenciales redox.

Etimología

"Redox" es un acrónimo de las palabras "reducción" y "oxidación". La palabra oxidación originalmente implicaba una reacción con el oxígeno para formar un óxido, ya que el dioxígeno (O ₂ (g)) fue históricamente el primer agente oxidante reconocido. 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.

La palabra reducción originalmente se refería a la pérdida de peso al calentar un mineral metálico como un óxido de metal para extraer el metal. En otras palabras, el mineral fue "reducido" 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 involucran una ganancia de electrones.

El electroquímico John Bockris ha utilizado 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, pero no han sido ampliamente adoptadas por los químicos de todo el mundo.

El término "hidrogenación" podría usarse 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 (p. ej., 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.

Definiciones

Los procesos de oxidación y reducción ocurren simultáneamente y no pueden ocurrir independientemente uno del otro, de forma similar a las reacciones ácido-base. La oxidación sola y la reducción sola se denominan 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.

Aunque suficientes para muchos propósitos, estas descripciones generales no son precisamente correctas. Aunque la oxidación y la reducción se refieren propiamente a un cambio en el estado de oxidación, es posible que nunca ocurra la transferencia real de electrones. 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 lo tanto, la oxidación se define mejor como un aumento en el estado de oxidación y la reducción como una disminución en el 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 produzca transferencia 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.

Agentes oxidantes y reductores

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 está involucrado en una reacción particular se llama par redox. Un par redox es una especie reductora y su correspondiente forma oxidante, por ejemplo, Fe
/ Fe.

Oxidantes

Las sustancias que tienen la capacidad de oxidar otras sustancias (hacer que pierdan electrones) se dice que son 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 altos estados de oxidación (por ejemplo, H₂O₂, MnO₄, Cro₃, Cr₂O₇, OSO₄), o bien elementos altamente electronegativos (O ₂, F ₂, Cl ₂, Br ₂) que pueden ganar electrones extra al oxidar otra sustancia.

Reductores

Se dice que las sustancias que tienen la capacidad de reducir otras sustancias (hacer que ganen electrones) 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.

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 ceden electrones con relativa facilidad. Los reactivos de transferencia de hidruros, como NaBH ₄ y LiAlH ₄, se utilizan ampliamente en química orgánica, principalmente en la reducción de compuestos carbonílicos a alcoholes. Otro método de reducción implica el uso de hidrógeno gaseoso (H ₂) con un catalizador de paladio, platino o níquel. La reacción de hidrogenación catalítica es un proceso industrial importante.

Potenciales de electrodo estándar (potenciales de reducción)

Cada semirreacción tiene un potencial de electrodo estándar (E
_celúla), que es igual a la diferencia de potencial 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 ⁄ ₂ H ₂ → H+ mi.

El potencial de electrodo de cada semirreacción también se conoce como su potencial de reducción E
_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., −0.763 V para Zn).

Para una reacción redox que tiene lugar en una celda, la diferencia de potencial es:mi
_celúla= mi
_cátodo– mi
_ánodo

Sin embargo, el potencial de la reacción en el ánodo a veces se expresa como un potencial de oxidación:mi
_buey = – mi
_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 másmi
_celúla= mi
_{rojo (cátodo)}+ mi
_{buey (ánodo)}

Ejemplos de reacciones redox

En la reacción entre el hidrógeno y el flúor, el hidrógeno se oxida y el flúor se reduce:H
₂+ F
₂→ 2 AF

Esta reacción es espontánea y libera 542 kJ por 2 g de hidrógeno porque el enlace HF es mucho más fuerte que el débil enlace FF de alta energía. Podemos escribir esta reacción general como dos semirreacciones:

la reacción de oxidación:H
₂→ 2H + 2e

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 de 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 se cancelan los electrones:

H 2	→	2 H + 2 mi
F 2+ 2 mi	→	2F
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 AF

Desplazamiento de metales

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)+ CuSO ₄ (aq) → ZnSO ₄ (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 porque, en relación con el zinc, el cobre metálico tiene menos energía debido a la unión a través de sus orbitales d parcialmente llenos.

La ecuación iónica de esta reacción es:Zn + Cu → Zn + Cu

Como dos semirreacciones, se ve que el zinc se oxida:Zn → Zn + 2 e

Y el cobre se reduce:Cu + 2 e → Cu

Otros ejemplos

• La reducción de nitrato a nitrógeno en presencia de un ácido (desnitrificación):
• 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.
• La oxidación por etapas 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

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

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 (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.

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 para que actúe 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.

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 (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 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 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 por medio de 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 mediante 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 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. 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.

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, oa veces blanca, cuando un fluido reductor pasa a través de la roca. El fluido reducido también puede transportar minerales que contienen uranio. Los ejemplos famosos de condiciones redox que afectan los procesos geológicos incluyen depósitos de uranio y mármoles Moqui.

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 (voltaje) de electrodo de platino en relación con el electrodo de hidrógeno estándar) o pe (análogo al pH como actividad de electrones -log, es un variable principal, junto con el pH, que controla y se rige por las reacciones químicas y los procesos biológicos. Las primeras investigaciones teóricas con aplicaciones a suelos inundados y la producción de arroz fueron fundamentales para el trabajo posterior sobre los aspectos termodinámicos de 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.

Equilibrio de reacciones redox

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 las 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 agregan 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 (ac) + NaBiO 3 (s) → Bi (ac) + MnO 4(ac)
Oxidación:	4 H 2 O(l) + Mn (ac) → MnO 4(ac) + 8 H (ac) + 5 e
Reducción:	2 e + 6 H + BiO 3(s) → Bi (aq) + 3 H 2 O (l)

La reacción se equilibra escalando las dos reacciones de media celda para involucrar la misma cantidad de electrones (multiplicando la reacción de oxidación por la cantidad de electrones en el paso de reducción y viceversa):8 H ₂ O (l) + 2 Mn (ac) → 2 MnO
₄(ac) + 16 H (ac) + 10 e10 e + 30 H + 5 BiO
₃(s) → 5 Bi (aq) + 15 H ₂ O (l)

La suma de estas dos reacciones elimina los términos de los electrones y produce la reacción balanceada:14 H (aq) + 2 Mn (aq) + 5 NaBiO ₃ (s) → 7 H ₂ O(l) + 2 MnO
₄(ac) + 5 Bi (ac) + 5 Na
(ac)

Medios básicos

En medios acuosos básicos, se agregan 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:	2OH + SO 3→ SO 4+ H 2 O + 2 e

Equilibrar el número de electrones en las dos reacciones de media celda da:6 e + 4 H ₂ O + 2 MnO
₄→ 2 MnO ₂ + 8 OH6OH + 3SO
₃→ 3 SO
₄+ 3 H ₂ O + 6 e

La suma de estas dos reacciones de media celda juntas da la ecuación balanceada:2 KMnO ₄ + 3 Na ₂ SO ₃ + H ₂ O → 2 MnO ₂ + 3 Na ₂ SO ₄ + 2 KOH

Mnemotécnica

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:

• " PLATAFORMA PETROLÍFERA": la oxidación es la pérdida de electrones, la reducción es la ganancia de electrones
• "LEO el león dice GER [grr]" — pérdida de electrones es oxidación, ganancia de electrones es reducción
• "LEORA dice GEROA" — la pérdida de electrones se llama oxidación (agente reductor); la ganancia de electrones se llama reducción (agente oxidante).
• "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 las ganancias del cátodo (electrones) lo que pierde la oxidación del ánodo (electrones)
• "PÁNICO": ánodo positivo y cátodo negativo. Esto se aplica a las celdas electrolíticas que liberan electricidad almacenada y pueden recargarse 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.