Redox, Etimología, Agentes oxidantes y reductores, Potenciales de electrodo estándar, Ejemplos de reacciones redox, Las reacciones redox en la industria, Las reacciones redox en la biología, Las reacciones redox en geología, Equilibrio de reacciones redox, Ayudas para la memoria

Las reacciones redox incluyen todas las reacciones químicas en las que los átomos tienen su estado de oxidación cambió. Esto puede ser o bien un proceso redox simples, tales como la oxidación del carbono para producir dióxido de carbono o la reducción de carbono con hidrógeno para producir metano, o un proceso complejo, tales como la oxidación de la glucosa en el cuerpo humano a través de una serie de electrones complejo transferir procesos.

Las reacciones redox se refieren a la transferencia de electrones entre las especies. El término proviene de los dos conceptos de reducción y oxidación. Se puede explicar en términos simples:

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

Aunque las reacciones de oxidación son comúnmente asociados con la formación de óxidos de moléculas de oxígeno, estos son sólo ejemplos específicos de un concepto más general de reacciones que implican la transferencia de electrones.

Las reacciones redox, o reacciones de oxidación-reducción, tienen un número de similitudes a reacciones ácido-base. Al igual que las reacciones ácido-base, reacciones redox son un conjunto combinado, es decir, no puede haber una reacción de oxidación y sin una reacción de reducción sucediendo simultáneamente. La oxidación y la reducción solos solos son cada llamada un medio-reacción, debido a que dos medias reacciones siempre ocurren juntos para formar toda una reacción. Al escribir semirreacciones, los electrones ganado o perdido generalmente se incluyen explícitamente con el fin de que el medio de reacción-se equilibra con respecto a la carga eléctrica.

Aunque suficiente para muchos propósitos, estas descripciones no son precisamente correcta. La oxidación y la reducción refieren correctamente a un cambio en el estado de oxidación - la transferencia real de electrones puede nunca ocurrir. Por lo tanto, la oxidación es mejor definida como un aumento en el estado de oxidación, y reducción como una disminución en el estado de oxidación. En la práctica, la transferencia de electrones siempre causará un cambio en el estado de oxidación, pero hay muchas reacciones que se clasifican como "redox" a pesar de que no se produce ninguna transferencia de electrones.

Etimología

"Redox" es un acrónimo de "reducción" y "oxidación", más conocido como oxidación-reducción.

La palabra originalmente implicaba reacción de oxidación con el oxígeno para formar un óxido, ya que el oxígeno ha sido históricamente el primer agente oxidante reconocido. Más tarde, el término se amplió para abarcar sustancias como el oxígeno que las reacciones químicas paralelas realizadas. En última instancia, el significado era generalizada para incluir todos los procesos que implican la pérdida de electrones.

La reducción de la palabra 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" al metal. Antoine Lavoisier demostró que esta pérdida de peso fue debido a la pérdida de oxígeno en forma de gas. Más tarde, los científicos se dieron cuenta de que el átomo de metal gana electrones en este proceso. El significado de la reducción luego se generalizó para incluir a todos los procesos de ganancia de electrones. A pesar de que la "reducción" parece contrario a la intuición cuando se habla de la ganancia de electrones, que podría ayudar a pensar en la reducción como la pérdida de oxígeno, el cual era su significado histórico.

El electrochemist John Bockris ha utilizado las palabras de electronización y deselectronización para describir los procesos de oxidación y reducción, respectivamente, cuando se producen en los electrodos. Estas palabras son análogos a la protonación y desprotonación, pero no han sido ampliamente adoptadas por los químicos.

El término "hidrogenación" podría ser utilizado en lugar de la reducción, ya que el hidrógeno es el agente reductor en un gran número de reacciones, especialmente en química orgánica y bioquímica. Pero a diferencia de la oxidación, que ha sido generalizada más allá de su elemento raíz, la hidrogenación ha mantenido su conexión específica a las reacciones que se suman hidrógeno a otra sustancia.

Agentes oxidantes y reductores

En los procesos redox, el agente reductor transfiere electrones al oxidante. Por lo tanto, en la reacción, el agente reductor o reducir pierde electrones y se oxida, y el oxidante o agente oxidante gana electrones y se reduce. El par de un agente de oxidación y reducción que están involucrados en una reacción particular se llama un par redox. Un par redox es una especie reductores y su correspondiente forma oxidada, por ejemplo, Fe2 ﱗ .

Oxidantes

Las sustancias que tienen la capacidad de oxidar otras sustancias se dice que son oxidativo o oxidante y son conocidos como agentes oxidantes, agentes oxidantes, u oxidantes. Es decir, el oxidante quita electrones de otra sustancia, es decir, se oxida otras sustancias, y es por lo tanto reducido de por sí. Y, debido a que "acepta" electrones, que también se llama un aceptor de electrones.

Los oxidantes son generalmente sustancias químicas con los elementos en los estados de oxidación altos, o los elementos electronegativos más altamente que pueden ganar electrones adicionales mediante la oxidación de otra sustancia.

Reductores

Las sustancias que tienen la capacidad de reducir otras sustancias que se dice que son reductora o reductores y son conocidos como agentes reductores, reductores, o reductores. El reductor transfiere electrones a otra sustancia, es decir, reduce otros, y es por lo tanto en sí oxida. Y, puesto que "dona" electrones, que también se llama un donante de electrones. Los donadores de electrones también pueden formar complejos de transferencia de carga con receptores de electrones.

Los reductores de la química son muy diversas. Metales elementales electropositivos, tales como litio, sodio, magnesio, hierro, cinc, y aluminio, son buenos agentes reductores. Estos metales donar o regalar electrones fácilmente. Reactivos de transferencia de hidruro, tal como NaBH4, LiAlH4 y son ampliamente utilizados en química orgánica, principalmente en la reducción de compuestos de carbonilo a alcoholes. Otro método de reducción implica el uso de gas de hidrógeno con un catalizador de paladio, platino, o níquel catalizador. Estas reducciones catalíticas se utilizan principalmente en la reducción de los enlaces dobles o triples carbono-carbono.

Potenciales de electrodo estándar

Cada media-reacción tiene un potencial de electrodo estándar, que es igual a la diferencia de potencial en el equilibrio en las condiciones estándar de una celda electroquímica en la que la reacción en el cátodo se considera la media-reacción, y el ánodo es un electrodo de hidrógeno estándar en el que se oxida el hidrógeno : H2? H e-.

El potencial del electrodo de cada media-reacción también se conoce como su potencial de reducción E0red, o potencial cuando la media-reacción tiene lugar a un cátodo. El potencial de reducción es una medida de la tendencia del agente oxidante a ser reducido. Su valor es cero para H e-? H2, por definición, positiva para los agentes oxidantes más fuertes que H y negativo para los agentes que son más débiles que H oxidante.

Para una reacción redox que tiene lugar en una celda, la diferencia de potencial E0cell = E0cathode - E0anode

Históricamente, sin embargo, el potencial de la reacción en el ánodo se expresa a veces como un potencial de oxidación, E0ox = - E0. El potencial de oxidación es una medida de la tendencia del agente reductor a ser oxidado, 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 E0cell = E0cathode E0ox

Ejemplos de reacciones redox

Un buen ejemplo es la reacción entre el hidrógeno y el flúor en el que se oxida el hidrógeno y el flúor se está reduciendo:

 H2 F2? 2 HF

Podemos escribir esta reacción general como dos medias reacciones:

la reacción de oxidación:

 H2? 2 H 2 e-

y la reacción de reducción:

 F2 2 e-? 2-F

Analizando cada media-reacción en el aislamiento a menudo puede hacer que el proceso químico en general más clara. Debido a que no hay cambio neto en la carga durante una reacción redox, el número de electrones en exceso en la reacción de oxidación debe ser igual a la cantidad consumida por la reacción de reducción.

Elementos, incluso en forma molecular, siempre tienen un estado de oxidación de cero. En la primera media-reacción, el hidrógeno se oxida de un estado de oxidación de cero a un estado de oxidación de 1 - En la segunda media-reacción, flúor se reduce a partir de un estado de oxidación de cero a un estado de oxidación de -1.

Al agregar las reacciones juntos los electrones se cancelan:

Y los iones se combinan para formar fluoruro de hidrógeno:

 2 H 2 F-? 2 HF

La reacción global es:

 H2 F2? 2 HF

Reacciones de desplazamiento

Redox se produce en reacciones de desplazamiento individuales o reacciones de sustitución. El componente redox de estos tipos de reacciones es el cambio de estado de oxidación de ciertos átomos, no el intercambio real de átomos en los compuestos.

Por ejemplo, en la reacción entre el hierro y la solución de sulfato de cobre:

 Fe CuSO4? FeSO4 Cu

La ecuación iónica para esta reacción es:

 Fe Cu2 ? Fe2 Cu

Como media-dos ecuaciones, se observa que el hierro se oxida:

 Fe? Fe2 2 e-

Y el cobre se reduce:

 Cu2 2 e-? Cu

Otros ejemplos

  • La oxidación de hierro a hierro por el peróxido de hidrógeno en presencia de un ácido:

 Fe2 ? Fe3 e-H2O2 2 e-? 2 ecuación OH-Total: 2 Fe2 H2O2 2 H ? 2 Fe3 2 H2O

  • La reducción de nitrato a nitrógeno en presencia de un ácido:

 2 NO3- 10 e-12 H ? N2 6 H2O

  • La oxidación de hierro elemental al óxido de hierro por el oxígeno:

 4 Fe 3 O2? 2 Fe2O3

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

Las reacciones redox en la industria

El proceso primario de reducción de mineral a alta temperatura para producir metales se conoce como fundición.

La oxidación se utiliza en una amplia variedad de industrias tales como en la producción de productos de limpieza y oxidación del amoníaco para producir ácido nítrico, que se utiliza en la mayoría de los fertilizantes.

Reacciones redox son la base de las células electroquímicas.

El proceso de galvanoplastia utiliza reacciones redox a recubrir objetos con una capa delgada de un material, como en las piezas cromadas de automóviles, cubiertos chapado en plata, y joyas chapado en oro.

La producción de discos compactos depende de una reacción redox, que cubre el disco con una capa delgada de película metálica.

Las reacciones redox en la biología

Muchos procesos biológicos importantes implican reacciones redox.

La respiración celular, por ejemplo, es la oxidación de la glucosa a CO2 y la reducción del oxígeno a agua. La ecuación resumida de 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 la reacción inversa. La fotosíntesis y la respiración celular son complementarias, pero no la fotosíntesis es la inversa de la reacción redox en la respiración celular:

 6 CO2 6 H2O energía de la luz? C6H12O6 6 O2

Energía biológica se almacena con frecuencia y se libera por medio de reacciones redox. La fotosíntesis implica la reducción de dióxido de carbono en azúcares y la oxidación del agua en oxígeno molecular. La reacción inversa, la respiración, se oxida azúcares para producir dióxido de carbono y agua. Como pasos intermedios, los compuestos de carbono reducidas se utilizan para reducir dinucleótido de adenina nicotinamida, que a continuación, contribuye a la creación de un gradiente de protones, que impulsa la síntesis de trifosfato de adenosina y es mantenido por la reducción de oxígeno. En las células animales, las mitocondrias desempeñan funciones similares. Consulte el artículo de potencial de membrana.

Reacciones de radicales libres son reacciones redox que se producen como parte de la homeostasis y la destrucción de los microorganismos, donde un separa de electrones de una molécula y luego vuelve a insertar de forma casi instantánea. Los radicales libres son una parte de las moléculas redox y pueden llegar a ser perjudicial para el cuerpo humano si no se vuelven a pegar a la molécula redox o un antioxidante. Radicales libres insatisfechos pueden estimular la mutación de las células que se encuentran y por tanto son las causas del cáncer.

El estado redox término se utiliza a menudo para describir el equilibrio de NAD ﳐ y NADP ﳐ̼ en un sistema biológico tal como una célula u órgano. El estado redox se refleja en el equilibrio de varios grupos de metabolitos, cuya interconversión depende de estas proporciones. Un estado redox anormal se puede desarrollar en una variedad de situaciones perjudiciales, tales como la hipoxia, shock y sepsis. Mecanismo redox también controlar algunos procesos celulares. Proteínas redox y sus genes deben ser co-localizados para la regulación redox de acuerdo con la hipótesis de CoRR para la función del ADN en las mitocondrias y los cloroplastos.

Ciclismo Redox

Una amplia variedad de compuestos aromáticos se reduce enzimáticamente para formar radicales libres que contienen un electrón más de sus compuestos originales. En general, el donante de electrones es cualquiera de una amplia variedad de flavoenzymes y sus coenzimas. Una vez formados, estos radicales libres anión reducen el oxígeno molecular a superóxido, y regenerar el compuesto original sin cambios. La reacción neta es la oxidación de las coenzimas de la flavoenzyme y la reducción de oxígeno molecular para formar superóxido. Este comportamiento catalítico se ha descrito como inútil ciclo o ciclo redox.

Los ejemplos de moléculas inductoras de redox ciclismo son el herbicida paraquat y otros viologens y quinonas como menadiona.

Las reacciones redox en geología

En geología, redox es importante tanto para la formación de minerales, la movilización de los minerales, y en algunos ambientes de depósito. En general, el estado redox de la mayoría de las rocas puede ser visto en el color de la roca. El rojo se asocia con oxidante condiciones de formación, y el verde se asocia típicamente con la reducción de las condiciones. Blanco también puede estar asociada con condiciones reductoras. Ejemplos famosos de condiciones redox que afectan a los procesos geológicos incluyen depósitos de uranio y mármoles Moqui.

Equilibrio de reacciones redox

Describiendo la reacción global electroquímico para un proceso redox requiere un equilibrio entre el componente de semirreacciones de oxidación y reducción. En general, para las reacciones en solución acuosa, esto implica la adición de H , OH-, H2O, y electrones para compensar los cambios de oxidación.

Medio ácido

En medios ácidos, los iones H y el agua se añaden a las reacciones medio para equilibrar la reacción global.

Por ejemplo, cuando el manganeso reacciona con bismutato de sodio:

La reacción es equilibrada por la ampliación de las dos reacciones medio de células de involucrar el mismo número de electrones:

 8 H2O 2 Mn2 ? 2 MnO-4 16 H 10 e-10 e-30 H 5 BiO-3? 5 Bi3 15 H2O

La adición de estas dos reacciones elimina los electrones términos y rendimientos de la reacción equilibrada:

 14 H 2 Mn2 5 NaBiO3? 7 H2O 2 MnO-4 5 5 Bi3 Na

Medios básicos

En los medios de comunicación básicas, se añaden iones OH-y de agua a las reacciones medio para equilibrar la reacción global.

Por ejemplo, en la reacción entre permanganato de potasio y sulfito de sodio:

Equilibrar el número de electrones en las dos reacciones medio de células da:

 6 e- 4 H2O 2 MnO4-? 2 MnO2 8 OH-6-OH 3 SO32-? 3 SO42-3 H2O 6 e-

La adición de estas dos reacciones de media celda conjunto da la ecuación balanceada:

 2 KMnO4 3 Na2SO3 H2O? 2 MnO2 3 Na2SO4 2 KOH

Ayudas para la memoria

Los términos clave que participan en redox son a menudo confusos para los estudiantes. Por ejemplo, un elemento que se oxida pierde electrones, sin embargo, que el elemento se conoce como el agente reductor. Del mismo modo, un elemento que se reduce gana electrones y se conoce como el agente oxidante. Siglas o mnemotécnicos se utilizan comúnmente para ayudar a recordar lo que está sucediendo:

  • "PLATAFORMA PETROLERA"-oxidación es la pérdida de electrones, la reducción es la ganancia de electrones.
  • "Leo el león dice GER" - La pérdida de electrones es la oxidación, ganancia de electrones es la reducción.