Reacción redox
n., plural: reacciones redox
Definición: En biología, una reacción bioquímica en la que el número de oxidación de los átomos ha cambiado
Tabla de Contenidos
Definición de reacción redox
¿Qué son las reacciones redox? Este es un término común en química y biología. En química, una reacción redox es uno de los tipos de reacción química que implica la alteración en los estados de oxidación de los átomos. En esta reacción, existe la transferencia o desplazamiento real de electrones que tiene lugar entre diferentes especies químicas. En esta reacción, una especie pierde electrones mientras que la otra gana el electrón. (Olson, 2021) Se dice que las especies que ganan el electrón se reducen, mientras que las especies que perdieron el electrón se dicen oxidadas. En biología, una reacción redox ha definido todos los aspectos de la vida, ya que es la forma de reacción que ocurre en múltiples procesos biológicos.
¿Qué está involucrado en las reacciones redox? De acuerdo con la regla de reacción redox, la reacción consta de dos partes y siempre ocurren juntas. Son la mitad reducida y la mitad oxidada. Las reacciones de reducción-mitad y oxidación-mitad son los tipos de dos formas de reacciones medias de reacciones redox. (MindTouch, 2021)
La reacción Redox es una reacción química que implica tanto reducción como oxidación, lo que resulta en cambios en el número de oxidación de los átomos incluidos en la reacción. La oxidación es cuando hay un aumento en el número de oxidación; la reducción es cuando hay una disminución en el número de oxidación. Participa en muchos procesos biológicos importantes, como la respiración celular y la fotosíntesis. En la respiración celular, por ejemplo, la reacción redox ocurre cuando la glucosa se oxida a dióxido de carbono, mientras que el oxígeno se reduce a agua. Variante: reacción de oxidación-reducción
¿Cómo Determinar una Reacción Redox?
La reacción Redox siempre está determinada por una variación en el estado de oxidación de dos átomos. Si no hay alteración en el número de oxidación, entonces no hay reacción redox. Otra característica de una reacción redox es que se compone de dos procesos simultáneos, por lo tanto, el nombre. Para comprender mejor esto, entendamos las definiciones de oxidación y reducción. ¿Qué es la oxidación? La oxidación es el proceso de aumentar el estado de oxidación de un átomo, ion o molécula. En pocas palabras, significa perder el electrón. ¿Qué es la reducción? La reducción es el proceso de disminuir el estado de oxidación de un átomo, ion o molécula. O simplemente se refiere a la obtención del electrón. (Sí, la reducción en este sentido significa «ganar»). Así que en una reacción redox, mientras uno pierde un electrón, otro lo gana.
Tipos de reacciones Redox
Estos son los diferentes tipos de reacciones redox y cada uno se explica a continuación.
- Reacción De Descomposición
- Combinación De Reacción
- Reacción De Desplazamiento
- Disproportionation Reacción
1. Reacción de descomposición
Como su nombre indica, en la reacción de descomposición, el reactivo se divide o divide en diferentes componentes: AB → A + B
Ejemplos:
- 2NaH → 2Na + H2
- 2H2O → 2H2 + O2
Los productos anteriores se forman por la descomposición del reactivo. Como resultado, se forman compuestos químicos más pequeños.
Sin embargo, en algunos casos, no todas las reacciones de descomposición deben ser también una reacción redox. Por ejemplo, CaCO3 → CaO + CO2 es una reacción de descomposición, pero no una reacción redox. ¿Por qué no es una reacción redox? La reacción de descomposición de CaCO3 → CaO + CO2 implica la disociación de los componentes, pero no hay cambio en los estados de oxidación. El número de oxidación no cambió, lo que se supone que cambia cuando se trata de una reacción redox.
2. Reacción combinada
El reverso de la reacción de descomposición es una reacción combinada. En esta reacción, hay una combinación de dos reactivos, y se forma un producto: A + B → AB
Ejemplos:
- H2 + Cl2 → 2HClC + O2→CO2
- 4Fe + 3O2→2Fe2O2
3. Reacción de desplazamiento
Como su nombre indica, esta reacción implica la sustitución de un ion o un átomo de un elemento al ion o átomo de otro elemento: X + YZ → XZ + Y . Las reacciones de desplazamiento son de dos formas. Son las reacciones de desplazamiento de metal y las reacciones de desplazamiento no metálico.
- Desplazamiento de metal: En las reacciones de desplazamiento de metal, generalmente, un metal se reemplaza por otro metal. Un ejemplo es CuSO4 + Zn→Cu + ZnSO4. Las reacciones de desplazamiento de metales se utilizan en el proceso metalúrgico para obtener metales puros de sus minerales.
- Desplazamiento no metálico: En una reacción de desplazamiento no metálico, se utiliza hidrógeno H2 o, a veces, oxígeno O2 para el desplazamiento.
4. Reacción de desproporción
En una reacción de desproporción, un solo reactivo es reductor y oxidante.
Ejemplo:
P4 + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Agentes oxidantes y reductores
En las reacciones redox, hay dos tipos de agentes químicos. Son los agentes oxidantes (oxidantes) y los agentes reductores (reductores). Diferenciémoslos entendiendo su papel en los procesos de oxidación y reducción.
| Tabla 1: Oxidación vs Reducción | |
|---|---|
| Oxidación | Reducción |
| En la oxidación, el electrón se «pierde» | En la reducción, el electrón se «gana» |
| Aumento del estado de oxidación de los reactivos | Disminución del estado de oxidación de los reactivos |
| Una especie que dona el electrón y sufre oxidación se conoce como agente reductor. Por lo tanto, también se le conoce como el «donante de electrones». Cuando pierde un electrón, se «oxida». | Una especie que acepta el electrón o reduce un átomo se llama agente oxidante. Por lo tanto, también se le conoce como el «aceptor de electrones». Cuando acepta un electrón, es, por lo tanto, «reducido». |
| Ejemplos de agentes reductores son elementos electropositivos, como sodio, magnesio y hierro | Ejemplos de agentes oxidantes son elementos electronegativos, como O2 y F2 |
Potencial de electrodo estándar
El potencial de electrodo estándar se considera el valor de la fuerza electromotriz estándar (emf) de una célula en la que las moléculas de hidrógeno (H2) se oxidan en forma de protones solvatados, bajo presión estándar.
¿Cuál es el propósito de las reacciones redox en la célula electroquímica?
La reacción redox es la base de una célula electroquímica. Se puede dividir en dos semi-reacciones, oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo. Debido a la diferencia entre el potencial eléctrico de dos electrodos, se genera electricidad. Y debido a la diferencia entre los potenciales de dos electrodos de metal, se crea una diferencia en el potencial para el electrolito. Se utiliza para medir la potencia reductora de cualquier elemento o compuesto.
No hay una forma simple y fácil de medir con precisión el potencial del electrodo o el potencial del electrolito solo. Los cambios en la presión, temperatura o concentración no solo afectan al potencial eléctrico, sino también a las ecuaciones electroquímicas. En una reacción redox, el potencial de oxidación es el negativo del potencial de reducción, por lo que es suficiente calcular uno de los potenciales. Esa es la razón por la que el potencial de electrodo estándar también se escribe como potencial de reducción estándar.
Si el valor del potencial de reducción estándar es mayor, la reducción (obtención del electrón) se hace más fácil. Así, por ejemplo, el potencial de reducción estándar de F2 es +2.87 V y luego para Li+, es -3.05 V.
Pero ¿Qué pasa con la biología? ¿Cuál es el propósito de las reacciones redox en la célula biológica?
En una célula biológica, hay diferentes propósitos de las reacciones redox, como durante el metabolismo, la molécula de azúcar se descompone en agua, gas de dióxido de carbono y energía. Hay una transferencia de 48 electrones del átomo de carbono en el azúcar al oxígeno junto con la liberación de energía.
C6H12O6 ( s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O (l) + energía
Otro propósito de las reacciones redox en el cuerpo vivo es la comunicación celular. Las moléculas reactivas que contienen oxígeno en la célula desempeñan un papel como moléculas de señalización. Por ejemplo, las moléculas reactivas que contienen oxígeno (O2, H2O2, NO) se producen en la célula de manera controlada durante las reacciones redox. Estos productos químicos tienen diferentes funciones, como la cicatrización de heridas, la inflamación, el envejecimiento y la muerte celular programada.
Según estudios más recientes, la reacción redox también se puede explotar en las células para tratamientos contra el cáncer. Una clase de medicamentos para el tratamiento del cáncer aumenta la producción de moléculas reactivas que contienen oxígeno en el cuerpo del tumor, lo que finalmente destruye las células cancerosas.
Ejemplos de reacciones redox
Algunos ejemplos de reacciones redox son los siguientes.
Ejemplo 1: Reacción entre hidrógeno y Flúor
En la reacción de flúor e hidrógeno, la oxidación tiene lugar en hidrógeno mientras que la reducción se produce en flúor. El hidrógeno y el flúor se combinan y forman Fluoruro de hidrógeno.
La siguiente ecuación muestra la reacción: H2+ F2 → 2HF
La ecuación de oxidación es H2 → 2H + + 2e–
La ecuación de reducción es F2 + 2e – → 2F –
Ejemplo 2: Reacción entre Hierro y Peróxido de hidrógeno
El peróxido de hidrógeno oxida iones ferrosos Fe2 + en iones férricos Fe3+ en presencia de un ácido. Como resultado, se forma un ion hidróxido. El peróxido de hidrógeno reacciona con un protón, que es donado por el ácido para la formación de agua.
2Fe22 + + H2O2 + 2H+ → 2Fe3 + + 2H2O
La media reacción de oxidación es Fe2+ → Fe3 + + e-
La media reacción de reducción es H2O2 + 2e – → 2 OH–
Ejemplo 3: Reacción entre Zinc y Cobre
Cuando Zn desplaza el ion de cobre en la solución de sulfato de cobre, se gana metal de cobre.
Zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s)
La media reacción de oxidación es Zn → Zn2+ + 2e-
La media reacción de reducción es Cu2+ + 2e– → Cu
Importancia de las reacciones Redox
Las reacciones de oxidación-reducción son significativas, ya que son la fuente principal y principal de energía en la Tierra, ya sea de manera natural (biológica) o no natural (artificial). Se puede obtener una gran cantidad de energía en una reacción de oxidación, ya sea por la eliminación de hidrógeno o por la combinación de oxígeno. (Química, 2021)
Reacciones Redox en la industria
Muchos productos químicos que se usan comúnmente en industrias como el cloro, la sosa cáustica, etc., se forman por reacciones redox. Las reacciones Redox se utilizan para blanquear materiales y desinfectar el agua. En la fabricación de productos de limpieza industrial se utiliza el proceso de oxidación. Muchos metales que están en riesgo de corrosión se protegen uniéndolos con ánodos de sacrificio. La galvanización del acero es un ejemplo de ello. La oxidación del amoníaco produce ácido nítrico, que es un fertilizante esencial. La reacción redox también se utiliza para la separación de metales de sus minerales. La fundición de sulfuro metálico en la existencia de un agente reductor es también un ejemplo de esto. En la fabricación de adornos chapados en oro, se utiliza una reacción redox para aplicar una capa delgada de material en la superficie del objeto. Este proceso también se conoce como galvanoplastia. (W3spoint.com, 2021)
Reacciones redox en biología
¿Cuál es el propósito de las reacciones redox en la célula? Muchos procesos biológicos implican reacciones redox, como en la respiración celular y la fotosíntesis.
Respiración celular
La respiración celular (C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O) es la oxidación de la glucosa en dióxido de carbono (CO2) y la reducción del oxígeno (O2) en agua (H2O). El método de respiración celular redox está relacionado con la reducción y oxidación de NAD+ en NADH y viceversa. A continuación se muestra un diagrama esquemático de la respiración celular.
Fotosíntesis
En las reacciones redox en la fotosíntesis (6 CO2 + 6 H2O + energía de luz → C6H12O6 + 6 O2), el dióxido de carbono se reduce a azúcar y la oxidación en agua da oxígeno molecular. El número de electrones en oxígeno es de 8. Aunque la respiración celular y la fotosíntesis parecen reacciones opuestas, estos dos procesos no son inversos el uno del otro.
LEÍDO: Fotosíntesis-Fotólisis y Fijación de Carbono
Ciclo Redox
Una amplia variedad de compuestos aromáticos se reducen con la ayuda de enzimas para la formación de radicales libres. Los radicales libres tienen uno o más electrones que sus padres. El donante de electrones puede ser cualquier flavoenzima o su coenzima. Una vez después de la formación, los radicales libres en forma de aniones redujeron el oxígeno en superóxido, y también el compuesto original (original) no afectado se renueva. En general, en esta reacción, hay oxidación en la flavoenzima coenzima y reducción en el oxígeno molecular para la formación de superóxido. Este comportamiento catalítico se denomina Ciclo Redox.
Reacciones redox en geología
En geología, la reacción redox tiene muchos usos como:
- Movilización de minerales
- Formación de minerales
- Ambientes deposicionales
En el color de las rocas, el estado redox es visible. La roca oxidante tenía un color rojo. Cuando un líquido o fluido reductor se pasa a la roca, le da un color verde o blanco. El líquido reductor o fluido tenía minerales que contenían uranio. Los mármoles de Moqui y los depósitos de uranio son algunos ejemplos de depósitos formados a partir de reacciones redox geológicas.
Reacciones redox en suelos
En una reacción redox, hay una reacción simultánea de oxidación y reducción. Un ejemplo de reacción redox en el suelo es la oxidación de hierro ferroso a hierro férrico mediante la reducción de oxígeno en presencia de agua. (Naturaleza, 2021)
Equilibrio de reacciones Redox
A continuación se explica cómo equilibrar una ecuación redox o cómo realizar reacciones redox o reacciones redox en soluciones básicas.
- Paso I: Escriba la ecuación desequilibrada.
- Paso II: Aislar la reacción redox en dos semi-reacciones
Dar número de oxidación a cada átomo
Encontrar y escribir las parejas redox
Combinar las parejas redox en dos semi-reacciones - Paso III: Equilibrar semi-reacciones
Equilibrar todos los átomos excepto H2 y O2
Equilibrar todos los átomos de O2 con agua H2O
Equilibrar los átomos de hidrógeno con H+
Añadir 1 OH– on cada lado de H+ para un medio básico - Paso IV: Equilibre el número de electrones
- Paso V: En la media reacción, haga que la pérdida de electrones sea igual a la ganancia de electrones
- Paso VI: Sumemos semirreacciones
- Paso VII: Simplifique la ecuación
Al final compruebe que todas las cargas y elementos están equilibrados. Para mayor facilidad, también se utiliza una calculadora de reacción redox en línea o una calculadora de estado de oxidación para equilibrar ecuaciones.
¿Cómo encontrar los números de oxidación? A continuación se presentan algunas reglas de número de oxidación:
1. Cero es el número de oxidación de los elementos libres.
2. La carga de un ion es equivalente al número de oxidación de los iones monoatómicos.
3. La carga de los iones también es equivalente al número de oxidación de los iones poliatómicos.
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, sin embargo, cuando está en un compuesto con algún elemento electronegativo, el número de oxidación cambia a -1.
5. El número de oxidación del oxígeno es de -2, pero en los peróxidos es de -1.
6. El número de oxidación del carbono varía ampliamente. En CH4 es -4, mientras que en CO2 es +4
7. El elemento del grupo 1 tenía número de oxidación + 1.
8. El elemento del grupo 2 tenía número de oxidación + 2.
9. El elemento del grupo 17 tenía un número de oxidación -1.
10. En un compuesto neutro, el número total de oxidación de todos los átomos es cero.
- VRChemistry. (2021). Reacciones Redox y Potencial Electroquímico. Consultado el 04 de noviembre de 2021, de https://vrchemistry.chem.ox.ac.uk/potential/text/redox1.htm
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