Medicina

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REACCIONES DE OXIDO – REDUCCION
Las reacciones de óxido – reducción o REDOX son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se transforma desde un estado inicial a otro final.
La gran mayoría de las reacciones redox ocurren con liberación de energía. Por ejemplo: la combustión decompuestos orgánicos que proporciona energía calórica, las reacciones que se realizan en una pila o batería, donde la energía química es transformada en energía eléctrica, y las reacciones más importantes, desde el punto de vista de nuestro curso, que ocurren a nivel del metabolismo de un ser viviente. Como los alimentos son substancias reducidas, el organismo las oxidada controladamente, liberandoenergía en forma gradual y de acuerdo a sus requerimientos. Esta energía es transformada en energía química en forma de ATP, la cual es utilizada para todos los procesos endergónicos que ocurren en los organismos.
Un átomo neutro cualquiera tiene un número definido de electrones, el cual corresponde al número de protones que posee su núcleo; es decir, tiene tantos electrones como el valor de sunúmero atómico.
Por ejemplo:
H Z = 1; es decir 1 protón y 1 electrón
Na Z = 11; es decir 11 protones y 11 electrones
I Z = 53; es decir 53 protones y 53 electrones
Generalmente, cuando un elemento determinado se combina a través de una reacción química, el número de electrones que está asociado a él, puede ser mayor o menor que su número atómico característico. De aquí nace el conceptode estado de oxidación o número de oxidación. Lo que simplemente significa, el número de electrones en exceso o de déficit que se le asigna a un elemento con respecto a su número atómico, cuando forma parte de un compuesto o está en forma de ión, siguiendo ciertas reglas:
1. Si el número de electrones asignado a un elemento es mayor que su número atómico, se le confiere una carga formal negativa.Por el contrario, si el número de electrones asignado es menor que su número atómico, se le otorga una carga formal positiva.
Basado en el ejemplo anterior:
H+ Z = 1; 1 protón y 0 electrón N° Oxid. = +1
Na+ Z = 11; 11 protones y 10 electrones N° Oxid. = +1
I Z = 53; 53 protones y 54 electrones N° Oxid. = −1
2. En los elementos libres o compuestos formados por un mismo tipo de átomos, elnúmero de oxidación de todos ellos es cero. Por ejemplo: Na, H2, S8, P4. Todos ellos tienen N° de oxidación = 0.
3. En los iones simples (constituidos por un sólo tipo de átomos), el N° de oxidación es igual a la carga del ión. Por ejemplo: Al+++, su N° de oxidación es +3; Fe++, su N° de oxidación es +2; Fe+++, su N° de oxidación es +3.
4. El N° de oxidación del oxígeno es generalmente –2,cuando forma parte de un compuesto; excepto en los siguientes casos:
• Cuando forma parte de compuestos llamados peróxidos, donde hay enlace O-O. En este caso el N° de oxidación asignado para el oxígeno es –1.
• Cuando el oxígeno se combina con flúor (elemento más electronegativo que el oxígeno), el N° de oxidación asignado para el oxígeno es +2.
5. El N° de oxidación asignado para elhidrógeno es +1 en la mayoría de los compuestos. La única excepción es en los hidruros, donde el hidrógeno se une a elementos menos electronegativos que él. Por ejemplo: hidruro de sodio (NaH), en estos casos el N° de oxidación asignado para el hidrógeno es –1.
6. Los N° de oxidación de los diferentes elementos que conforman una molécula deben coincidir con la carga total de esa molécula. Es decir, lasuma de los N° de oxidación de los diferentes átomos que la constituye debe ser igual a la carga total de la molécula. De aquí podemos deducir lo siguiente:
• En las moléculas neutras, la suma de los N° de oxidación de los átomos que la forman debe ser igual a cero. Por ejemplo, H2O, el N° de oxidación del H es +1, como hay dos H, contribuye a la molécula con carga +2. El N° de oxidación del O...
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