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 estado de oxidación de La reducción es la el estado de oxidación
pérdida de electrones o un aumento en el una molécula , átomo o ion . ganancia de electrones o una disminución en de una molécula, átomo o ion.
Aunque suficiente para para muchos propósitos, propósitos, estas descripciones no 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, t anto, 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 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 t anto 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 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] [ 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 t riple 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 l ibros 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: o células E es el potencial normal de electrodo (en voltios). o 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 f orma 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 → 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 m ás 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 f ormación, 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 t érminos 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 W ikipedia, The Free Encyclopedia. Retrieved 19:46, May 1, 2011, from http://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Redox&oldid=426130947
OXIDACION - REDUCCIÓN Las reacciones químicas de oxidación-reducción, conocidas también como reacciones redox, son aquellas en las que se transfieren electrones y este intercambio de electrones modifica los números de oxidación de los elementos participantes; es decir, unos ganan electrones y otros los pierden. NUMERO DE OXIDACION Y FORMULAS QUIMICAS
El número de oxidación es un entero positivo o negativo (creado por conveniencia entre los químicos). Los átomos, al ganar o perder electrones, adquieren una carga eléctrica que corresponde a la cantidad de electrones ganados o perdidos. La representación de esta carga se conoce como número de oxidación, la cual es diferente a la valencia, que es la capacidad de combinación de un elemento.
ESCRITURA DE FORMULAS QUIMICAS Para escribir correctamente la fórmula química de un compuesto, se requiere:
El número de oxidación de cualquier elemento químico es cero, así por ejemplo, el número de oxidación del sodio, hierro y carbono, en estado elemental es cero.
Nº2, Oº2, Naº, Feº, Cº
El número de oxidación de cualquier ion atómico (catión, anión) es igual a su carga; por ejemplo:
ion sodio Na+ número de oxidación 1+ ion cloruro Cl+ Número de oxidación 1+ *por convención internacional se acostumbra poner el signo después del número. El número de oxidación del hidrógeno es siempre 1+ excepto en los hidruros metálicos, donde es 1-; por ejemplo: 1. H2O (agua) hidrógeno H+, número de oxidación 1+ 2. NaH (hidruro de sodio) H-, número de oxidación 1El número de oxidación del oxígeno es siempre 2- excepto en los peróxidos donde es
1. Feo [Óxido de hierro (II)], oxígeno O 2, número de oxidación 22. H2O2 (peróxido de hidrógeno), oxígeno O-, número de oxidación 1- (o agua oxigenada)
La suma de los números de oxidación de todos los elementos de un compuesto debe ser igual a cero y en un ion debe ser igual a la carga del mismo; por ejemplo:
En la mayoría de los casos, la fórmula química se expresa escribiendo el catión seguido del anión (de acuerdo a la UIQPA); por ejemplo:
CAMBIOS EN EL NUMERO DE OXIDACION Es importante considerar los conceptos de oxidación y reducción, así como el número de oxidación para entender por qué en una transformación química se produce un cambio en el número de oxidación. La oxidación se define como el cambio que tiene un átomo, en el que aumentan sus cargas positivas o disminuyen las negativas, es decir, pierde electrones. Éstos necesitan pasar a otro átomo que incremente sus cargas negativas o reduzca las positivas con ganancia de electrones. Dicho proceso es contrario al de la oxidación y se le llama reducción. De acuerdo con esto, en una transformación química se lleva a cabo el cambio en el número de oxidación de un átomo. Cuando un clavo de hierro se deja a la intemperie se oxida. La reacción que tiene lugar es la siguiente:
El hierro en el FeO tiene dos cargas eléctricas positivas, es decir, tiene una pérdida en el número de electrones
Fe0 ---------------> Fe2+ + 2 e- (e- = electrones)
El número de oxidación del átomo del hierro, cambió de cero (recordando que cuando un elemento se encuentra sin combinar su número de oxidación es cero) a 2+, es decir, perdió dos electrones. El hierro pasó de Fe0 a Fe2 por lo que se oxidó. Mientras que el oxígeno aceptó los electrones cedidos por el hierro y con ello cambió su número de oxidación. Oº + 4e- ----------------> 2O2- se reduce Oº + 2e - ---------------> O2- se reduce
El oxígeno pasó de O0 a O2-, se reduce.
Si en el laboratorio se combina zinc (granalla) con ácido clorhídrico, se producen dos transformaciones importantes: Znº + H+ Cl- -----------> Zn2+ Cl-2 + Hº2 Zinc + Acido Clorhídrico -----> Cloruro de Zinc + Hidrógeno
El zinc pasa de Zn0 a Zn2 se oxida, su número de oxidación cambia de 0 a 2+
Znº ------------------> Zn+2 + 2e
El hidrógeno pasa de H2 a H20, su número de oxidación cambia de H+ a Hº
2H+ + 2e- -------------------> Hº2
OBTENER METALES A PARTIR DE MINERALES La revolución industrial, a finales del siglo XVIII, dio como resultado diversos fenómenos que cambiaron de manera radical el curso de la historia. Uno de ellos fue ampliar el conocimiento sobre le uso masivo del hierro y sus aleaciones, así como la de otros metales. A partir de entonces, la industria del metal (metalurgia) adquiere enorme relevancia, pues de ella dependen las industrias automotriz (motores, carrocerías, suspensiones, etc.), de la construcción (varilla, pilotes, acero, etc.), de la aviación (motores, fabricación de aviones, etc.), y es fundamental en la fabricación de lavadoras, refrigeradores, aspiradoras, utensilios para el hogar, etc. Es tan amplio el uso de los metales para una infinidad de actividades que su obtención es muy importante. En la naturaleza son pocos los metales que se encuentran en estado libre como la plata, oro, cobre y mercurio. Otros están combinados en forma de óxidos, sulfuros, silicatos, sulfatos, carbonatos y cloruros. Asimismo, en la corteza terrestre se encuentran los óxidos, silicatos, sulfuros y carbonatos. Otros, como los cloruros, los carbonatos y los sulfatos están disueltos en el agua del mar o depósitos subterráneos. A este tipo de sustancias químicas que presentan una composición definida se les denomina minerales. Se conocen numerosos minerales, de los cuales los más comunes están formados por: oxígeno, silicio, aluminio, hierro, calcio, sodio, potasio y magnesio. Estos elementos combinados de diferentes modos constituyen el 99% de la corteza terrestre. Los óxidos y silicatos son los dos grupos de minerales más importantes de la corteza terrestre. De los óxidos, el más destacado y conocido es el dióxido de silicio, nombre químico del cuarzo o arena. Los silicatos se encuentran en forma de rocas y constituyen el porcentaje más alto de la corteza terrestre; seis metales componen el 24% aproximadamente y los otros elementos, donde destacan los metales preciosos, el 1%. Los minerales están mezclados con arena, arcilla y pedazos de roca; cuando se extraen, lo primero que se hace es eliminar los materiales mencionados (a los que se les denomina ganga) y la concentración que se forma del compuesto metálico recibe el nombre de mena. Procedimientos Utilizados para Obtener Metales
A los procedimientos físicos y químicos utilizados para obtener los metales y sus aleaciones se les conoce como metalurgia, que es el conjunto de procedimientos encaminados a la explotación de los minerales, separación de los metales de las menas que los contienen y su acondicionamiento para su utilización. Actualmente, la metalurgia tiene una gran importancia a nivel mundial, abarcando los procesos de obtención de metales (a partir de óxidos, sulfuros, carbonatos, etc.), y la reducción de los metales, así como en la preparación de aleaciones y amalgamas. Por otro lado, el desarrollo de la industria ha permitido que México se coloque entre los 10 primeros países productores de plata, plomo, zinc, mercurio, bismuto, cadmio, molibdeno y manganeso en el mundo. Procedimientos Mecánicos de la Metalurgia Los diversos procedimientos mecánicos de la metalurgia como trituración, flotación, lixiviación. Lavado, amalgamación, concentración magnética y fusión, permiten concentrar el mineral para obtener el producto con mayor concentración del metal.
Trituración. Aplicada a los minerales, consiste en romper las rocas de gran tamaño para convertirlas en partículas de menor proporción. Para realizar este proceso se emplean trituradores o molinos. Flotación. Consiste en pulverizar la mena, mezclarla con agua a la cual se le ha agregado aceite, y por decantación, se separa fácilmente la capa que contiene al compuesto metálico, pues tiene diferente densidad, respecto de las impurezas. Lixiviación. Procedimiento parecido al de la flotación, se le agrega agua al mineral y una pequeña cantidad de aceite, sólo que en este caso se filtran los componentes.
PROCEDIMIENTOS QUIMICOS DE LA MATALURGIA
Además de los procedimientos mecánicos o físicos existen también los químicos, como la tostación, calcinación y los más importantes para nuestro estudio: electrometalúrgicos y reducción.
Electrometalúrgicos. Se emplean cuando la mena es de metales alcalinos (familia 1), alcalinotérreos (familia 2) y del aluminio, que no se reducen fácilmente. Este procedimiento para refinar metales, se basa en la electrólisis. Muy importante es el estudio de los procesos regenerativos de los compuestos metálicos por su oxidación que realiza la metalurgia, es decir, lo que se conoce con el nombre de corrosión.
Reducción. En términos generales, requiere de operaciones previas como son la calcinación o tostación para transformar a la mena en un compuesto susceptible de reducción; así el mineral se convierte en un óxido. Una vez realizado esto, se reduce empleando sustancias capaces de quitarle el oxígeno como es el carbono en forma de carbón vegetal o coque. Si se emplea el aluminio como reductor o el magnesio los procesos se conocen como aluminotermia y magnesotermia respectivamente.
Metales Importantes y sus características Generales: Hierro (Fe) El hierro es el segundo elemento metálico más abundante en la corteza terrestre después del aluminio. Actualmente, es el metal más valioso para la industrialización y desarrollo de un país como México, ya que se necesitan enormes cantidades de este metal para la construcción, automóviles, ferrocarriles y maquinaria. En la naturaleza se encuentra en los minerales como: magnetita FE3O4, hematita Fe2O3, siderita FeCO3, pirita FeS2, principalmente
SIDERURGIA La metalurgia del hierro recibe el nombre especial de siderurgia. La obtención del hierro es un claro ejemplo de obtención de un metal por reducción. En la actualidad, la obtención del hierro se realiza principalmente por el método del
alto horno; así para reducir el mineral y obtener el hierro, el horno se carga por la parte superior o tragante con una mezcla de mena, coque y caliza. Acero Cuando el hierro contiene de 0.3 a 1.7% de carbono y se calienta adecuadamente, se le da temple. De esta manera se obtiene un material de mayor dureza y resistencia. Existen otros métodos para obtener acero, como el Siemens-Martín o de horno abierto, el de horno eléctrico (refinación) y el horno de oxígeno más eficiente que los anteriores. Propiedades generales del acero.
Maleabilidad. Cuando el acero tiene de 0.6 a 1.6% de carbono es empleado para fabricar instrumentos quirúrgicos, navajas de afeitar, carrocerías de automóviles, entre otros. Ductibilidad. Se hacen agujas y alambres con menos de 0.2% de carbono. Elasticidad. En resortes. Inoxidable. En la construcción de refinerías petroleras ya que resisten la corrosión de ácidos y el calor intenso. Temple. El acero templado se obtiene calentándolo al rojo vivo y enfriándolo bruscamente con agua. Aumentando con ello su dureza y resistencia
PRODUCTOS CASEROS OXIDANTES Y REDUCTORES Uno de los oxidantes de uso casero más efectivos es el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada (H2O2), el cual sirve como desinfectante de heridas y garganta, ya que al desprender oxígeno mata a las bacterias anaerobias (que no necesitan el oxígeno para vivir); también se utiliza para blanquear las fibras textiles artificiales y como oxidante o fijador de todos los tintes para el cabello. De los reductores el más eficaz es el hipoclorito de sodio, que sirve para potabilizar el agua y como limpiador desinfectante en los hospitales y hogares. Para evitar la oxidación y reducción de los compuestos presentes en los alimentos, se utilizan sustancias llamadas antioxidantes (un tipo de conservador). La función de éstas es evitar la alteración de las cualidades originales de los alimentos. Mediante llas sustancias antioxidantes, diversos alimentos susceptibles a la oxidación, alargan su vida útil. Cualquier sustancia utilizada como antioxidante para conservar productos de consumo, debe tener las siguientes características:
No ser tóxica.
Tener buen sabor. Ser de fácil dispersión. No alterar de manera significativa el pH del alimento. Tener bajo costo. No dar color, ni olor desagradable al producto.
Entre los antioxidantes de uso está la vitamina C (ácido ascórbico), que se encuentra en todas las frutas, especialmente en las cítricas y la guayaba, entre otras; la lecitina (presente en la soya), vitamina E (tocoferoles), presentes en el pescado y aguacate. Todos ellos muy utilizados en la industria para conservar alimentos como aceites, frutas, legumbres, carnes frías, cereales, refrescos sin gas, etcétera.
Óxido-reducción (Ecuaciones redox) Definición Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones , en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones: • la sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación . Este proceso se llama Reducción. • la sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación. Este proceso se llama Oxidación. Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de electrones.
(Ver: PSU: Química; Pregunta 08_2005 (Química2)
Número de oxidación Corresponde a la carga del elemento químico; es decir, corresponde a un valor arbitrario que se le ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.
(Ver: PSU: Química, Pregunta 02_2005) Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas:
Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero. Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe
Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l, excepto en el caso de los hidruros que es –1. +
1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido). Ejemplos: HCl; ácido clorhídrico +
número de oxidación del hidrógeno: 1 –
número de oxidación del cloro: 1
HI; ácido yodhídrico +
número de oxidación del hidrógeno: 1 –
número de oxidación del cloro: 1 –
1: cuando el hidrógeno se combina con un metal (hidruros) Ejemplos: NaH; hidruro de sodio -
número de oxidación del hidrógeno: 1 +
número de oxidación del sodio: 1
LiH; hidruro de litio -
número de oxidación del hidrógeno: 1 +
número de oxidación del litio: 1
Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxido donde es -1. Ejemplos: CaO; óxido de calcio -
número de oxidación del oxígeno: 2 +
número de oxidación del calcio: 2
H2O2; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada -
número de oxidación del oxígeno: 1 +
número de oxidación del hidrógeno: 1
Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia. Ejemplos: Ca (calcio): valencia = 2 +
número de oxidación: 2
Li (litio):
valencia = 1 +
número de oxidación: 1
Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia. Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1 número de oxidación: –1
I (yodo):
valencia = 1 número de oxidación: –1
Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –1. Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio número de oxidación del flúor: –1 +
número de oxidación del sodio: 1
Regla Nº 7: En las moléculas neutras , la suma de los números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0. Ejemplos: Cu2O: óxido cuproso +
número de oxidación del cobre: 1; como hay dos átomos de cobre, se multiplica + el número de oxidación por el número de átomos de la molécula: 2 • +1= 2. número de oxidación del oxígeno: – 2 +
2 + – 2 = 0
H2SO4: ácido sulfúrico +
+
+
número de oxidación del hidrógeno: 1; hay 2 átomos = 2 · 1 = 2 +
+
+
número de oxidación del azufre: 6; hay 1 átomo = 1 · 6 = 6 número de oxidación del oxígeno: – 2, hay 4 átomos = 4 · – 2 = – 8 +
2 + +6 + – 8 = 0
Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ión. –3
Ejemplo: PO4 : fosfato +
+
+
número de oxidación del fósforo: 5; hay 1 átomo = 1 • 5 = 5 número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8 La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del fósforo y del oxígeno, el resultado debe ser igual a – 3. +
5 + – 8 = – 3 – 3 = – 3
Concepto de oxidación- reducción: Cuando se introduce una lámina de zinc (Zn) en una disolución concentrada de cobre II (Cu ; valencia = 2), transcurridos unos segundos, se observa que la lámina se recubre de una capa de cobre metálico. La ecuación química que representa este proceso es:
Zn + CuSO4 —> Cu + ZnSO4 El sulfato de cobre (II), CuSO4, y el sulfato de zinc, ZnSO4 , son compuestos que, fundidos o disueltos en agua, se disocian en iones, según la siguiente ecuación iónica:
Zn0 + Cu + 2 + SO4 – 2 —>
Cu0 + Zn+ 2 + SO 4 – 2 -2
En esta ecuación puede apreciarse que el ión sulfato (SO ) aparece en ambos lados de la ecuación, por lo tanto, la ecuación puede escribirse de manera más sencilla:
Cu + 2 + Zn0
—>
Cu0 + Zn+ 2
La ecuación química nos indica que durante el proceso el átomo de zinc, que era eléctricamente neutro, se ha transformado en el ión Zn +2. Para esto, tuvo que ceder 2 electrones; en cambio, el ión Cu+2 aceptó los 2 electrones del zinc, que lo convirtieron en un átomo de cobre, eléctricamente neutro. De acuerdo a este hecho experimental, se puede concluir que: • la sustancia que pierde electrones hace que la otra sustancia gane electrones; es decir, la sustancia que se oxida hace que laotra sustancia se reduzca. Por esto se dice q ue la sustancia que se oxida es el Agente Reductor, y la sustancia que se reduce es el Agente Oxidante. • como los electrones son cargas negativas, cuando una sustancia gana electrones; es decir, se reduce, se vuelve más negativa, por lo que disminuye su número de oxidación. Por el contrario, cuando una sustancia pierde electrones , se vuelve más positiva, por lo que aumenta su número de oxidación. Ejemplo:
Zn0 + Cu+2
—>
Zn+2 + Cu+0
Esta es una reacción de óxido-reducción porque hay una transferencia de electrones, pues los números de oxidación del Zn y Cu, al comienzo de la reacción, no son los mismos al final de la reacción.
El Zn cambia su número de oxidación de 0 a +2; esto significa un aumento del número de oxidación, por lo tanto, hay una pérdida de electrones (2 electrones); el Fe es agente reductor. El Cu cambia su número de oxidación de +2 a 0; esto significa una disminución del número de oxidación, por lo tanto, hay una ganancia de electrones (2 electrones); el Cu es agente oxidante. Esta reacción química entre el zinc y el sulfato de cobre se utiliza para obtener corriente eléctrica. Para ello es necesario diseñar un dispositivo que permita que la reacción se desarrolle en dos partes físicamente separadas: una parte donde se generan lo s electrones (por la oxidación del Zn), y otra, en la que se reciben +2 (por la reducción del Cu ). Si conectamos ambas partes con un alambre, el movimiento de los electrones a través de él generará una corriente eléctrica.
Semi-reacciones de óxido-reducción: De acuerdo a lo anterior, puede decirse que la reacción química descrita anteriormente involucra dos procesos, los cuales pueden representarse mediante semireacciones, una semi-reacción de oxidación y una semi-reacción de reducción. Como estos dos
Esquema de una pila alcalina.
procesos ocurren simultáneamente, la suma de ambas semi-reacciones, da la reacción total. Las ecuaciones que describen estos procesos son:
Semi-reacción de oxidación : Zn
—>
Zn +2 + 2e –
Semi-reacción de reducción : Cu+2 + 2e –
—>
Cu
Por lo tanto, en el proceso de oxidación un átomo o ión cede uno o más electrones; mientras que en el de reducción, el átomo o ión capta uno o más electrones. Ambos procesos son complementarios y ocurren simultáneamente. De ahí el nombre de reacciones redox. En los procesos de óxido-reducción, la transferencia de electrones siempre ocurre desde un agente reductor a un agente oxidante.
Átomo o ión que se: Oxida
Reduce
Cede electrones
Acepta electrones
Aumenta su número de oxidación
Disminuye su número de oxidación
Es un agente reductor
Es un agente oxidante
Para escribir las semi-reacciones siempre se debe considerar lo siguiente:
1. se debe igualar cada semi-reacción en cuanto a átomos (balance de masa) y en cuanto a carga (balance de cargas) 2. al escribir las semi-reacciones y equilibrar las cargas, se deben agregar electrones a la derecha en la oxidación (hay pérdida de electrones) y a la izquierda en la reducción (hay ganancia de electrones). 3.
como en la ecuación total no aparecen electrones, se debe multiplicar cada semi-reacción, si fuese
necesario, por un número que permita igualar los electrones de la derecha con los electrones de la izquierda, a fin de que se simplifiquen. 4. Sumar las semi-reacciones y comprobar que los átomos y las cargas estén equilibradas a ambos lados de la ecuación. Volviendo al ejemplo anterior:
Zn0 + Cu +2 + SO4 -2
—>
Cu0 + Zn+2 + SO 4 –2
Como los átomos que participan en la reacción son sólo el Zn y el Cu, se anota la ecuación química en forma más simple:
Zn0 + Cu+2
—>
Zn+2 + Cu+0
Se plantean l as semi-reacciones:
Semi-reacción de oxidación: Zn
Zn +2 +
—>
2e –
Semi-reacción de reducción: Cu+2 + 2e –
—>
Cu
Sumando ambas semi-reacciones se tiene:
Zn +2
+ Cu
+ 2e –
—> —>
Zn +2 + 2e – Cu
--------------------------------------------------------------------------
Zn0 + Cu+2
—>
Zn+2 + Cu+0
(Ver: PSU: Química, Pregunta 10_2005) Aplicaciones de la oxidación-reducción Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la industria ya que constituyen el principio de funcionamiento de laspilas eléctricas , tales como las pilas alcalinas y se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales, tales como el cobre en n uestro país. También se utilizan para la protección de los metales contra la corrosión. En la naturaleza, intervienen en la respiración celular y en la fotosíntesis.
Fuentes: Ciencias Químicas II y IV. Educación Media. Santillana Enciclopedia Encarta Curso Universitario de Química. BruceMahan II Curso de Química General. Francisco Santamaría
Es propiedad: www.profesorenlinea.cl. Registro Nº 188.540
Concepto de Oxidación Expresado de una manera muy general, diremos que la oxidación ocurre cuando un átomo inestable pierde un electrón, lo que permite que el átomo forme un compuesto nuevo con otro elemento. Básicamente existen dos tipos de reacciones químicas: 1) Aquellas en las cuales reaccionan iones o moléculas sin cambio aparente de la estructura electrónica de las partículas, y 2) Reacciones en las cuales los iones o átomos experimentan cambios de estructura electrónica. En el segundo tipo de reacción puede haber transferencia real de electrones de una partícula a otra o la forma en que se compartan los electrones puede modificarse. Este último tipo de
Casco metálico oxidado.
reacción que involucra cambios electrónicos se llama reacción de oxidación-reducción.
Oxidación Originalmente, el término oxidación se asignó a la combinación del oxígeno con otros elementos. Existían muchos ejemplos conocidos de esto. El hierro se enmohece y el carbón arde. En el enmohecimiento, el oxígeno se combina lentamente con el hierro formando óxido ferroso (Fe2 O3); en la combustión, se combina rápidamente con el carbón para formar CO2. La observación de estas reacciones originó los términos oxidación ―lenta‖ y "rápida‖ . Sin embargo, los químicos observaron que otros elementos no metálicos se combinaban con las sustancias de la misma manera que lo hacia el oxígeno con dichas sustancias. El oxígeno, el antimonio y el sodio arden en atmósfera de cloro y el hierro en presencia de flúor. Como estas reacciones eran semejantes, los químicos dieron una definición de oxidación más general. Los reactantes O2 o Cl2, eliminaban electrones de cada elemento. Por tanto, l a oxidación se definió como el proceso mediante el cual hay pérdida aparente de electrones de un átomo o ión . (Ver: PSU: Química, Pregunta
02_2005) Reducción Originalmente una reacción de reducción se limitaba al ti po de reacción en la cual los óxidos se “reducían" (se desprendían) de sus óxidos. El óxido de hierro se "reducía” a hierro con monóxido de carbono. El óxido de cobre (II) podía “reducirse” a cobre con hidrógeno. En estas reacciones se eliminaba oxígeno y se obtenía el elemento libre. El elemento libre puede obtenerse de otras maneras. La inmersión de un clavo de hierro en una solución de sulfato de cobre (II) causa una reacción en la cual se produce cobre libre. La semejanza entre las reacciones de oxidación-reducción condujo a los químicos a formular una definición más general de reducción: La reducción es un proceso mediante el cual los átomos o iones
adquieren electrones.
Agentes oxidantes y reductores En una reacción de oxidación-reducción hay transferencia de electrones. Todos los electrones intercambiados durante una reacción deben tomarse en cuenta. Por tanto, parece razonable que la oxidación y la reducción ocurran simultáneamente en una reacción: se pierden y se ganan electrones al mismo tiempo. De otro modo, los electrones (electricidad) serían almacenados en los productos. No existe evidencia de tal almacenaje de electrones. La sustancia que en la reacción suministra electrones es el agente reductor. El agente
Alimentos al vacío, protegidos de la oxidación
reductor contiene los átomos que se oxidan (los átomos que pierden electrones). La sustancia que en la reacción gana electrones es el agente oxidante. Este contiene los átomos que se
reducen (los átomos que ganan electrones). Si una sustancia suministra fácilmente electrones se dice que es un agente reductor fuerte. Sin embargo, su forma oxidada normalmente es un agente oxidante débil. Si una sustancia gana electrones con facilidad, se dice que es un agente oxidante fuerte. Su forma reducida es unagente reductor débil.
Número de oxidación ¿Cómo puede determinarse que se ha efectuado una reacción de oxidación-reducción? Esto se logra detectando cualquier desplazamiento electrónico ocurrido durante la reacción. Para indicar los cambios electrónicos, se utiliza el número de oxidación de los átomos de la reacción. El número de oxidación es la carga aparente de un átomo cuando se asigna un cierto número de electrones a determinados átomos o iones. El cambio de los números de oxidación durante una reacción indica la realización de una reacción de oxidación-reducción. Por ejemplo, supóngase que el hierro, como reactante tiene un número de oxidación de 2+. Si el hierro aparece como producto con un número de oxidación diferente de 2+ por ejemplo, 3+ ó 0, se ha efectuado una reacción redox (óxido-reducción). Este número de oxidación depende en principio de la posición que tienen los elementos en la tabla periódica y del hecho que presentan los elementos de adquirir la estructura atómica de los gases nobles, es decir el tener ocho electrones en su último nivel de energía Una de las reglas empíricas fundamentales de la química es que un átomo que contiene ocho electrones en su nivel más externo es particularmente estable. Esta regla se llama regla del octeto. Aunque el átomo de helio tiene únicamente dos electrones en su nivel más externo, también es uno de los elementos excepcionalmente estables. Su nivel más externo también es el primer nivel y sólo acomoda un par de electrones. Por tanto, su nivel más externo está completamente lleno. De manera que se considerara que la regla del octeto incluye al helio.
Tipos de Oxidación
El número de oxidación se define como: El número de electrones que un elemento puede ganar o perder cuando se combina con los átomos de otro elemento.
Por lo general, el término oxidación se aplica a procesos cuyas manifestaciones son lentas (oxidación
lenta) y en donde la energía que se produce (siempre energía química) no se percibe porque se disipa en el ambiente, por ejemplo, son fenómenos de oxidación lenta:la respiración, la corrosión de los metales, la putrefacción de la madera , etcétera. En las oxidaciones rápidas los efectos son inmediatos, claramente visibles, generan grandes cantidades de calor y en ellas, debido a la elevación de la temperatura, se puede producir la llama; a este tipo de reacciones se les llama reacciones de combustión . Como vimos anteriormente, la oxidación es la pérdida de electrones experimentada por un elemento o un ión en beneficio de otro que se comporta como agente oxidante. Toda pérdida de electrones de una sustancia va acompañada por la ganancia de electrones de otro. A este último proceso se le conoce, como también ya dijimos, con el nombre de reducción. La oxidación es el proceso que origina y conduce a la corrosión, tendencia que tienen los metales (y en general todos los materiales de la naturaleza) a recuperar su estado original (situación de mínima energía). La mayoría de los metales, y el caso particular del hierro (acero), se encuentran en l a naturaleza en forma de óxidos, sulfuros y carbonatos: Sulfuro de hierro (piritas), Óxido de hierro (hematites roja / parda, magnetita), Carbonato de hierro (siderita) a partir de los cuales pueden obtenerse mediante la aportación de grandes cantidades de energía. Los metales así obtenidos se encuentran en una situación inestable por lo que progresivamente vuelven a su estado natural. Lo mismo sucede con el Zinc, metal que no se encuentra en la naturaleza tal y como lo conocemos sino que se presenta en forma de Sulfuro de zinc (blenda), Óxido de zinc (cincita), Carbonato de zinc (
Smithonita) La diferencia entre el Hierro y el Zinc la encontramos en que cuando este último se o xida, debido al ataque de los agentes a tmosféricos, se recubre de una capa blanca muy estable e insoluble de sales de zinc que impide el progreso de la corrosión mientras nada ni nadie la elimine. En cambio en el hierro, la oxidación se produce progresivamente hasta la total destrucción del metal. Para realizar el proceso de oxidación se pueden utilizar diferentes mecanismos o sistemas, entre ellos podemos mencionar:
Oxidación química. Reacción que tiene lugar, por ejemplo, en presencia del oxígeno disuelto del agua en un proceso a través del cual el oxígeno es reducido y el compuesto orgánico es oxidado. (Utilizado para purificar aguas servidas)
Oxidación electroquímica La oxidación electroquímica (depuración electroquímica) se produce mediante reacciones anódicas (indirectas y/o directas) en las que el oxígeno es transferido desde el disolvente (agua) a los productos que deben oxidarse. La característica principal del tratamiento es que utiliza la energía eléctrica como vector de descontaminación ambiental.
Oxidación biológica Llamamos metabolismo al conjunto de reacciones de un organismo. Estas reacciones son producidas por la acción de los microorganismos.
Fauna microbiana intestinal en la oxidación biológica de los alimentos
Los microorganismos son sistemas que necesitan una gran cantidad de e nergía para mantenerse ordenados. Esta energía se obtiene de la oxidación de compuestos orgánicos reducidos. Los nutrientes proporcionan esos compuestos reducidos y, en el curso de la oxidación, se libera energía (que se acumula en forma de moléculas almacenadoras de energía, especialmente el ATP) y se producen elementos estructurales que servirán para la construcción de nuevas células (crecimiento y diferenciación). Al proceso por el que se obtiene energía y elementos estructurales básicos a partir de nutrientes se le denomina catabolismo y al que utiliza la energía obtenida en el catabolismo para
Estanque para tratar aguas por oxidación biológica.
sintetizar nuevos componentes celulares se le denomina anabolismo. Es importante tener en cuenta que au nque se estudie de forma separada el anabolismo y el catabolismo, ambos tipos de procesos ocurren simultáneamente de forma que conforme se van produciendo elementos estructurales y energía en el catabolismo, esos elementos se usan para formar nuevos componentes celulares en procesos anabólicos. Un ejemplo de este tipo de oxidación es la Oxidación de los ácidos grasos (metabolismo). También se utiliza la oxidación biológica en los procesos de purificación de aguas residuales. La oxidación biológica consiste en suministrar oxígeno al agua residual en unos tanques cuyo volumen está previamente calculado para mantener el agua durante un tiempo de cuando menos ocho horas, regulando el oxigeno disuelto entre 1 a 3 Mg/Lt.
Oxidación térmica Método de oxidación que empleando hornos se aplica para incinerar de residuos, los que se transforman en materias inertes (cenizas o escorias) y gases a través de una combustión controlada a temperaturas elevadas (900º C).
Planta para oxidación térmica.
Lo que comúnmente llamamos basura, técnicamente se conoce como desechos sólidos y consiste básicamente de todo material, producto de las actividades humanas, que se bota o elimina por carecer de valor o utilidad.
El compostaje es un proceso biológico controlado de descomposición aeróbica acelerada de los materiales orgánicos. Se puede hacer una comparación entre la combustión (oxidación química) y el compostaje (oxidación biológica). En ambos procesos el carbón presente se oxida (química o biológicamente respectivamente) y si la combustión es completa se tienen como productos dióxido de carbono (CO2), agua (pO) y energía en forma de calor. Es importante señalar que el oxígeno vital puede desplazarse más todavía por otros gases, tales como el dióxido de carbono. Cuando esto sucede, el resultado es a menudo una atmósfera que Planta de oxidación catalítica. puede ser peligrosa o fatal cuando se la respira. Las deficiencias de oxígeno también pueden ser ocasionadas por moho, corrosión, fermentación u otros tipos de oxidación que consumen oxígeno. El impacto de las deficiencias de oxígeno puede ser paulatino o repentino.
Oxidación catalítica Existen unas sustancias, denominadas catalizadores, que tienen la propiedad de acelerar la reacción de oxidación de los compuestos orgánicos volátiles a temperaturas relativamente bajas, generalmente entre 250 y 350º C, sin experimentar un cambio químico. Los gases a depurar deben ser calentados hasta alcanzar la temperatura de funcionamiento del catalizador. Este calor necesario es suministrado por un quemador a gas o un calentador eléctrico. Para reducir el consumo energético, puede instalarse un precalentador que aproveche el calor de los gases ya depurados.
Oxidación y respiración La oxidación es el efecto primario de la respiración en el cuerpo, es un proceso natural que implica que el o xígeno se combine con otra sustancia. Como resultado de esta oxidación, la composición química de ambas sustancias cambia.
Respiración: un proceso de oxidación.
Otro ejemplo lo tenemos con la respiración celular , que no es más que la oxidación de glucosa (C6H12O6) a CO2 y la reducción de oxígeno aagua.
La ecuación sumaria para la respiración de la célula es:
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O Ya vimos que, técnicamente hablando, la oxidación incluye cualquier reacción en la cual se transfieren electrones, la mayoría de las oxidaciones producen grandes cantidades de energía. La oxidación es como una combustión dentro del cuerpo, cuando el oxígeno convierte los azúcares en energía. Nuestro cuerpo también usa la oxidación como defensa contra b acterias, virus, fermentaciones, etcétera, porque las moléculas oxidantes atacan a las células patógenas y éstas son expulsadas de cuerpo a través del proceso normal de eliminación.
Ver: Óxido-reducción Fuente Internet: http://www.radioformula.com.mx/entreten/rf2101.asp?ID=19645 Ver, además, en Internet: http://www.tareasya.com/noticia.asp?noticia_id=1965
Es propiedad: www.profesorenlinea.cl. Registro Nº 188.540
