Oxidacion Y Reduccion

Oxidacion Y Reduccion

Redox

(Abreviatura de reducción-oxidación) reacciones redox menciona todas las reacciones químicas en las que los átomos tienen su número de oxidación ( estado de oxidación ) cambiado. Esto puede ser un proceso redox simples, tales como la oxidación del carbono para producir dióxido de carbono (CO 2) o la reducción de carbono en el hidrógeno para producir metano (CH 4), o un proceso complejo, como la oxidación del azúcar (C 6 H 12 O 6) en el cuerpo humano a través de una serie de complejos de transferencia de electrones procesos.

El término viene de los dos conceptos de ucción rojo y idation buey. Se puede explicar en términos simples:

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

Aunque suficiente para muchos propósitos, estas descripciones no son precisamente correcto. La oxidación y la reducción correctamente se refieren a un cambio en el número de oxidación - la transferencia real de electrones no puede ocurrir. Por lo tanto, la oxidación es mejor definida como un aumento en el número de oxidación y reducción como una disminución en el número de oxidación. En la práctica, la transferencia de electrones siempre causará un cambio en el número de oxidación, pero hay muchas reacciones que se clasifican como “redox” aun cuando no se produce transferencia de electrones (como las relacionadas con covalente bonos).

Reacciones redox no, que no implican cambios en la acusación formal , que se conoce como metátesis reacciones.

Agentes oxidantes y reductores

En los procesos redox los electrones transferencias reductor al oxidante. Así, en la reacción, el reductor o agente reductor pierde electrones y se oxida, y el oxidante oxidante o ganancias de electrones agente y se reduce. La pareja de un agente reductor y oxidante que están involucrados en una reacción particular que se llama un par redox. Oxidantes

Las sustancias que tienen la capacidad de oxidar otras sustancias se dice que son oxidativo u oxidantes y son conocidos como agentes oxidantes , oxidantes, u oxidantes. Dicho de otra manera, el oxidante (agente oxidante) elimina electrones de otro, es decir la sustancia que se oxida otras sustancias, y por lo tanto se reduce. Y, ya que “acepta” los electrones, que también se conoce como aceptor de electrones .

Los oxidantes son normalmente elementos químicos o sustancias con elementos en el número de oxidación (por ejemplo, H 2 O 2 , MnO - 4 , CrO 3 , Cr 2 O 2 -

7 , OsO 4 ) o muy electronegativo sustancias o elementos que pueden tener uno o dos electrones adicionales por oxidación de un elemento o sustancia ( S , F , Cl

, Br ). Reductores

Las sustancias que tienen la capacidad de reducir otras sustancias que se dice que son reductora o la reducción y son conocidos como agentes reductores , reductores, o reductoras. El reductor (agente reductor) transfiere los electrones al otro, es decir la sustancia que reduce los demás, y por lo tanto se oxida. Y, ya que “dona” los electrones, que también se conoce como donador de electrones . donantes de electrones también pueden formar complejos de transferencia de carga con receptores de electrones.

Reductores de la química son muy diversas. electropositivos elemental de metales , tales como litio , sodio , magnesio , hierro , zinc y aluminio , son buenos agentes reductores. Estos metales donar o ceder electrones fácilmente. Transferencia de hidruro de reactivos, tales como Na BH 4? y Li Al H 4? , son ampliamente utilizados en química orgánica , [1] [2] principalmente en la reducción de carbonilo compuestos de alcoholes . Otro método de reducción consiste en el uso de gas de hidrógeno (H 2), con el paladio , el platino o níquel catalizador . Estas reducciones catalíticas se utilizan principalmente en la reducción de carbono-carbono o el triple de dobles enlaces. Norma potencial de reducción

potencial de reducción es utilizado para calcular el potencial normal de electrodo (o células E).

Esta es la ecuación más comúnmente visto en los libros de texto:

E o celda = o E + E o buey rojo.

donde: o células E es el electrodo normal de potencial (en voltios).

o rojo E es el potencial de reducción estándar del agente reductor.

o buey E (potencial de oxidación estándar) es negativo del potencial de reducción estándar del agente oxidante.

aunque la siguiente ecuación es más útil como uno normalmente sólo se da potenciales de reducción, no potenciales de oxidación:

E o celda = E o de color rojo - o buey E.

o equivalente:

E o celda = E o cátodo - ánodo o E

donde:

células E es el potencial normal de electrodo (en voltios).

rojo E (cátodo o E) es el potencial de reducción estándar del agente reductor.

E o rojo (el segundo) (o ánodo E) es el potencial estándar de reducción del agente oxidante. Ejemplos de reacciones redox

Un buen ejemplo es la reacción entre el hidrógeno y el flúor en el cual el hidrógeno se oxida y el flúor se reduce a saber:

H 2 + H 2 → 2 HF

Podemos escribir esta reacción general como dos semirreacciones :

la reacción de oxidación:

H 2 → 2 H + + 2 e -

y la reducción de la reacción:

F 2 + 2 e -

→ 2 F -

El análisis de cada medio de reacción de forma aislada a menudo puede hacer que el proceso químico en general más clara. Porque no hay cambio neto en el cargo 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 (como se muestra arriba).

Elementos, incluso en forma molecular, siempre tienen un número de oxidación de cero. En el primer semestre de reacción, el hidrógeno es oxidado de un número de oxidación de cero a un número de oxidación de +1. En la segunda mitad de reacción, el flúor se reduce de un número de oxidación de cero a un número de oxidación de −1.

Al agregar las reacciones juntos los electrones cancelar:

H 2 → 2 H + + 2 e - F 2 + 2 e -

  1. 8594; 2 F -

H 2 + F 2 → 2 H + + 2 F -

Y los iones se combinan para formar el fluoruro de hidrógeno :

H 2 + H 2 → 2 H + + 2 F - → 2 HF

Desplazamiento reacciones

Redox se produce en las reacciones de desplazamiento simple o reacciones de sustitución . El componente redox de este tipo de reacciones es el cambio de estado de oxidación (de pago) en ciertos átomos no, el intercambio real de átomos en los compuestos.

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

Fe + CuSO 4 → Fe SO 4? + Cu

La ecuación iónica para esta reacción es:

Fe + Cu 2 + → Fe 2 + + Cu

Como dos medias ecuaciones, se ve que el hierro se oxida:

Fe → Fe 2 + + 2 e -

Y el cobre se reduce:

Cu 2 + + 2 e - → Cu

Otros ejemplos

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

Fe 2 + → Fe 3 + + e -

H 2 O 2 + 2 e - → 2 OH -

la ecuación general:

2 Fe 2 + + H 2 O 2 + 2 H + → 2 Fe 3 + + 2 H 2 O

La reducción de nitratos a nitrógeno en presencia de un ácido ( desnitrificación ):

2 NO 3 - + 10 e - + 12 H + → N 2 + 6 H 2 O

en la oxidación del hierro pirita cubos

La oxidación de hierro elemental al hierro (III) óxido de oxígeno (conocida comúnmente como la oxidación , que es similar a empañar ):

4 Fe + 3 O 2 → 2 Fe 2 O 3

La combustión de hidrocarburos , como en un motor de combustión interna , que produce agua , dióxido de carbono , algunas formas parcialmente oxidado como el monóxido de carbono , y el calor de la energía . la oxidación completa de los materiales que contienen carbono produce dióxido de carbono.

En química orgánica , la oxidación progresiva de un hidrocarburo por el oxígeno produce agua y, sucesivamente, un alcohol , un aldehído o una cetona , un ácido carboxílico , y luego un peróxido .

Reacciones redox en la industria

El proceso primario de la reducción de mineral para producir metales se discute en el artículo sobre Fundición .

La oxidación se utiliza en una amplia variedad de industrias 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 .

Las reacciones redox son la base de celdas electroquímicas .

El proceso de galvanoplastia utiliza reacciones redox a los objetos cubrir con una capa delgada de un material, como en cromado de automóviles partes, plateado cubiertos , y chapado en oro de joyería .

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

Reacciones redox en la biología

El ácido ascórbico

ácido dehidroascórbico

Comienzo de la página: ácido ascórbico ( forma reducida de la vitamina C )

Abajo: el ácido dehidroascórbico ( forma oxidada de la vitamina C )

Muchos importantes biológica procesos implican reacciones redox.

La respiración celular , por ejemplo, es la oxidación de la glucosa (C 6 H 12 O 6) a CO 2 y la reducción de oxígeno a agua . La ecuación de resumen 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 la reacción inversa (la oxidación de NADH a NAD +). fotosíntesis y la respiración celular son complementarios, pero la fotosíntesis no es el reverso 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

de energía biológica es con frecuencia almacenada y liberada por medio de reacciones redox. fotosíntesis implica la reducción de dióxido de carbono en azúcares y la oxidación del agua en moleculares de oxígeno . 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 nicotinamida adenina dinucleótido (NAD +), que a su vez 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. Véase el potencial de membrana artículo.

Los radicales libres reacciones son reacciones redox que se producen como parte de la homeostasis y matar los microorganismos, que desprende un electrón de una molécula y luego vuelve a unir casi instantáneamente. Los radicales libres son una parte de las moléculas redox y pueden resultar nocivas para el cuerpo humano si no vuelva a colocar a la molécula de redox o un antioxidante . Insatisfecho radicales libres pueden estimular la mutación de las células se encuentran y por lo tanto las causas del cáncer.

El estado redox término se utiliza a menudo para describir el equilibrio de NAD + / NADH y NADP + / NADPH en un sistema biológico, como una célula u órgano. El estado redox se refleja en el saldo de varios grupos de metabolitos (por ejemplo, lactato y piruvato , beta-hidroxibutirato y acetoacetato ), cuya interconversión depende de estas relaciones. Un estado redox anormales pueden desarrollarse en una variedad de situaciones perjudiciales, tales como la hipoxia , shock y la sepsis . señalización redox consiste en el control de procesos celulares por procesos redox.

proteínas redox y sus genes debe ser colocado para la regulación redox de acuerdo con la hipótesis de CORR para la función del ADN en la mitocondria y los cloroplastos. Redox en bicicleta

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

Ejemplos de inducir moléculas redox de la bicicleta son las herbicida paraquat y otros viologens y quinonas como menadiona . [3] Reacciones redox en geología Una de uranio de minas, cerca de Moab, Utah . Nota alternativamente en rojo y blanco / verde piedra arenisca . Esto corresponde a oxidado y reducido en las condiciones redox química de las aguas subterráneas. Las formas de rock en condiciones oxidantes, y luego “blanqueado” al blanco / verde del estado cuando un fluido pasa a través de la reducción de la roca. El líquido también puede llevar a reducir-de uranio minerales .

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 se pueden ver en el color de la roca. El rojo se asocia con condiciones de oxidación de la formación, y el verde se asocia típicamente con la reducción de las condiciones. Blanco (roca blanqueada) también puede estar asociada con la reducción de las condiciones. Ejemplos famosos de las condiciones redox que afectan a los procesos geológicos son depósitos de uranio y mármoles Moqui . Equilibrio de las reacciones redox

Al describir la reacción electroquímica en general para un proceso redox requiere un equilibrio entre el componente semirreacciones de oxidación y reducción. Para las reacciones en solución acuosa, por regla general implica la adición de H + , OH - , H 2 O , y los electrones para compensar los cambios de la oxidación. medio ácido

En medio ácido, los iones H + y el agua se añaden a las reacciones de un medio para equilibrar la reacción global.

Por ejemplo, cuando el manganeso (II) reacciona con el sodio bismutato :

Desequilibrada reacción: Mn 2 + (aq) + Na Bi O? 3 (s) → Bi 3 + (aq) + MnO 4 - (aq)

Oxidación: 4 H 2 O (l) + Mn 2 + (aq) → MnO -

4 (aq) + 8 H + (aq) + 5 e -

Reducción: 2 e -

+ 6 H + + Bio -

3 (s) → Bi 3 + (aq) + 3 H 2 O (l)

La reacción se compensa con la ampliación las dos reacciones de media celda para implicar el mismo número de electrones (multiplicando la reacción de oxidación por el número de electrones en la etapa de reducción y viceversa):

8 H 2 O (l) + 2 Mn 2 + (aq) → 2 MnO -

4 (aq) + 16 H + (aq) + 10 e -

10 e -

+ 30 H + + 5 Bio -

3 (s) → 5 Bi 3 + (aq) + 15 H 2 O (l) la adición de estas dos reacciones elimina los términos electrones y los rendimientos de la reacción de equilibrio:

14 H + (aq) + 2 Mn 2 + (aq) + 5 Na Bi O 3 (s) → 7 H 2 O (l) + 2 MnO -

4 (aq) + 5 Bi 3 + (aq) + 5 Na + (aq)

Los medios de comunicación de base

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

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

Desequilibrada reacción: 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: 2 OH - + SO 3 2 - → SO 4 2 - + H 2 O + 2 e -

Equilibrar el número de electrones en las dos reacciones de media celda se obtiene:

6 e -

+ 4 H 2 O + 2 MnO 4 - → 2 MnO 2 + 8 OH -

6 OH - + 3 SO 3 2 - → 3 SO 4 2 - + 3 H 2 O + 6 e -

La adición de estas dos reacciones de media celda junto 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

Redox. (2011, April 27). In Wikipedia, The Free Encyclopedia. Retrieved 19:46, May 1, 2011, from http://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Redox&oldid=426130947


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