3. REACCIONES OXIDO-REDOX

3.1 Oxidación y Reducción

Envuelven la ganancia o pérdida de electrones. Las especies pueden ser átomos, moléculas o iones.

–Pierde electrones (se oxida) y es el agente reductor (dona electrones)

–Gana electrones (se reduce) es el agente oxidante. (Acepta electrones)

Las reacciones de oxido-reducción tienen lugar mediante intercambio de electrones:

Zn(s) + 2 H⁺(ac) → Zn²⁺(ac) + H2(g)

Oxidación → Zn(s) → Zn²⁺(ac) + 2 e^-

Reducción → 2H⁺(ac) + 2 e^- → + H2(g)

• La oxidación y la reducción ocurren a la vez, en la misma reacción. No se puede producir una sin la otra.
• No hay cambio neto de e- en una reacción redox.
• Los e^- aparecen a la derecha de la semi-reacción de oxidación; y a la izquierda en la semi-reacción de reducción.

Números de Oxidación.

El número de oxidación (llamado también estado de oxidación) es un número que se asigna a cada tipo de átomo de un compuesto o ión, o a un elemento, empleando un conjunto de reglas. El número de oxidación representa el número de electrones que ha ganado, o perdido o compartido un elemento.

Reglas para asignar números de oxidación.

1. A cualquier elemento no combinado con un elemento distinto, se le asigna un número de oxidación de cero. Ejemplos: K, Fe, H₂ ,O₂ .

2. Para un compuesto, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es igual a cero.

3. Para un ión poli atómico o radical, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es igual a la carga del ión.

4. A todos los iones monoatómicos se les asignan números de oxidación iguales a la carga que poseen sus iones. Ejemplo: El número de oxidación de un K es 1.

5. Cuando hay oxígeno presente en un compuesto o ión, por lo general tiene número de oxidación -2.

Excepto en los peróxidos en los cuales es -1.

6. El hidrógeno tiene por lo común un número de oxidación de 1, excepto en los hidruros metálicos donde el H tiene -1.

7. Los elementos alcalinos (Na, Li, K, Rb, Cs y Fr) tienen número de oxidación 1. Los alcalinoterreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) tienen oxidación 2. Los elementos Ag, Zn, Al tienen un solo número de oxidación que es 1,2 y 3 respectivamente.

3.2 Potencial Redox

Es un valor relativo medido contra el punto 0 del electrodo normal de hidrógeno (Figura 1) u otro electrodo secundario de referencia (ejemplo. Electrodo calomel de HgCl ó Hg2Cl2 ó el electrodo plata/plata cloruro: Ag/AgCl[sat], KCl[sat]). Cualquier sistema o ambiente que acepte electrones de un electrodo normal de hidrógeno es una media celda con un potencial redox positivo. En contraposición, cualquier ambiente o sistema que done electrones al electrodo normal de hidrógeno se define como una media celda con un potencial redox negativo. El potencial redox se mide en milivoltios o voltios. Un valor del potencial redox positivo y de alta magnitud es indicativo de un ambiente que favorece las reacciones de oxidación. Del otro lado, un valor Potencia redox negativo y de baja magnitud es indicativo de un ambiente altamente reductor.

Importancia ecológica:

Las reacciones de oxidación y reducción regulan el comportamiento de muchos compuestos químicos presentes en cuerpos de agua naturales. La reactividad, solubilidad y movilidad cíclica de elementos esenciales para los sistemas biológicos (ejemplo. Fe, S, N, C, P, y varios elementos metálicos) son afectados por cambios en el potencial redox. Al mismo tiempo, el potencial redox afecta la distribución y la actividad metabólica de microorganismos.

3.3 Radicales Libres

Los radicales libres son resultado de los procesos fisiológicos propios del organismo, como el metabolismo de los alimentos, la respiración y el ejercicio, o bien son generados por factores ambientales como la contaminación industrial, el tabaco, la radiación, los medicamentos, los aditivos químicos en alimentos procesados y los pesticidas. Son átomos o moléculas extremadamente reactivas, debido a que en el orbital más externo de su estructura tienen uno o más electrones sin aparear. Esta inestabilidad les confiere una avidez física por la captura de un electrón de cualquier otra molécula de su entorno, ocasionando que la estructura afectada quede inestable. De esta forma pueden establecer reacciones en cadena por medio de varios transportadores que se oxidan y se reducen secuencialmente, cuando un radical libre inicial modifica una biomolécula después de transferir o capturar un electrón. El daño es transmitido por medio de los transportadores, que incluso pueden ser moléculas circulantes.

Las estructuras subcelulares de generación de radicales libres incluyen principalmente las mitocondrias, los lisosomas, los peroxisomas, así como la membrana nuclear, la citoplásmica y la del retículo endoplásmico. Una vez que el radical se genera tiene una vida media de microsegundos, corto lapso de tiempo en el que es capaz de interactuar con las biomoléculas cercanas.

Los radicales libres juegan un papel fisiológico clave en la homeostasis, como es el caso del óxido nítrico sintetizado por la enzima óxido nítrico sintasa. El óxido nítrico participa en la relajación muscular, el control del tono vascular y varias otras funciones que dependen de la guanosina monofosfato cíclico (GMPc). El superóxido (O2¯) formado por la oxidasa NAD(P)H controla la producción de eritropoyetina, participa en el control de la ventilación, en la relajación del músculo liso y en la transducción de señales de varios receptores membranales que activan funciones inmunes. En general, los radicales derivados de especies reactivas de oxígeno intervienen en la respuesta del estrés oxidativo (el bombardeo persistente de moléculas por radicales de oxígeno reactivo) y mantienen la homeostasis redox. Los radicales libres son generados y utilizados por células como los neutrófilos, los monocitos, los macrófagos, los eosinofilos y los fibroblastos para eliminar organismos extraños como bacterias y virus. Pero el incremento de estos radicales conduce a un deterioro celular que se refleja de manera muy pronunciada durante la vejez, etapa en que se presentan varias enfermedades asociadas al daño oxidativo (destrucción molecular producida por radicales libres derivados del oxígeno).

REFERENCIAS

• http://www.pucpr.edu/facultad/itorres/quimica106/Reacciones%20redox.pdf
• http://www.ing.unp.edu.ar/asignaturas/quimica/teoria/electroquim.pdf
• http://www.uprm.edu/biology/profs/massol/manual/p2-redox.pdf
• http://www.alumno.unam.mx/algo_leer/Envejecimiento.pdf