las reacciones de oxidaciÓn-reducciÓn
TRANSCRIPT
1
LAS REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
• Introducción• 1.- Concepto de oxidación y reducción
1.1. Oxidantes y reductores• 2.- Estado de oxidación..• 3.- Ajuste de ecuaciones redox.
3.1. Reacciones en medio ácido.3.2. Reacciones en medio básico.
• 4.- Pilas electroquímicas.4.1. Tipos de electrodos 4.2. Pilas Daniell
2
• 6.- Potenciales de reducción estándar.6.1. Determinación del voltaje de una pila. 6.2. Electrodo de Hidrógeno. Pilas con Hidrógeno6.3. Espontaneidad de las reacciones redox6.4. Dismutación6.5. Ecuación de Nerst
• 7.- Electroquímica de la vida.7.1. Potenciales biológicos7.2. Pilas de concentración
Dicen los historiadores que
ya en el siglo III a.C. pudo
emplearse algo parecido a
una pila, ya que en una
ruinas próximas a Bagdag
se encontraron una serie
de recipientes de arcilla,
con láminas metálicas, que
habrían podido funcionar
como pilas eléctricas.
Pila de Bagdad
1 : VARILLA DE HIERRO2 : TAPÓN DE ASFALTO3 : VASO DE TERRACOTA4 : ELECTROLITO5 : CILINDRO DE COBRE6 : TAPÓN AISLANTE DE ASFALTO7 : CAPUCHON DE COBRE8 : CABLE DE TIERRA
3
Las reacciones ácido base se caracterizan
por ser procesos de intercambio de H+
Las reacciones redox se caracterizan por
ser procesos de intercambio de electrones
Número de oxidación
Es la carga que tendría un átomo en una molécula (o un compuesto iónico) si se transfiriesen totalmente sus electrones
H FFH
Zona rica enelectrones
Zona pobreen electrones
Rico en e-Pobre en e-
δ+ δ-
Enlace covalente polar o enlace polar
Carga formal +1 Carga formal -1
4
Número de oxidación
1. Los elementos libres (estado no combinado) tienen un número de oxidación igual a cero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. En iones monoatómicos, el número de oxidación es iguala la carga del ión.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3. El número de oxidación del oxígeno normalmente es de –2. En las especies H2O2 y O2
2- es de –1.
Para tener un seguimiento de los electrones en las reacciones dedox, es conveniente asignar número de oxidación a los reactivos y los productos
4. El número de oxidación del hidrógeno es de +1 exceptocuando se encuentra unido a metales formandocompuestos binarios (NaH). En estos casos, su númerode oxidación es de –1.
5. Los metales del grupo IA tienen número de oxidación+1, los metales del grupo IIA +2 y el flúor siempre –1.
6. La suma de los números de oxidación de todos losátomos de una molécula o ión es igual a la carga global de la molécula o del ión.
¿Cuales son los númerosde oxidación de todos loselementos presentes en la especie HCO3
- ?
HCO3-
O = -2 H = +1
3x(-2) + 1 + ? = -1C = +4
5
Aspectos básicos de la oxidación - reducción
La capacidad de determinadas compuestos para aceptar y donar electrones hace que puedan participar en las reacciones denominadas de
oxidación-reducción.
Esta capacidad no la poseen todos los compuestos, pero sí todos los metales.
M+ + e- → M o X-→ X + e-
Reacción de oxidación se pierden electrones
M+ M X X-
La forma reducida pierde electrones y se oxida, pasa a la forma oxidada
e-e- e-
M+ M
FORMA OXIDADA
X
FORMA REDUCIDA
X-
Forma oxidada
es la que posee menos
electrones
Forma reducida
es la que posee más
electrones
6
Las sustancias con capacidad para ganar o perder electrones pueden pasar de una forma oxidada a una reducida o
viceversa,
una de estas formas es capaz de ganar electrones, la otra es capaz de perderlos.
REACCIÓN DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN (REDOX)
M+ M
e-
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN
e-
X X-
e-
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN
e-
REACCIÓN DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN (REDOX)INTERCAMBIO DE ELECTRONES ENTRE ESPECIES DIFERENTES
M+M
e-
X-X+
e-
+
M: especie que se oxida. Es el agente reductor del
proceso →
X: especie que se reduce. Es el agente oxidante del
proceso →.
X-: especie que se oxida. Es el agente reductor del
proceso .
→
M+: especie que se reduce. Es el agente oxidante del
proceso .
→
.
7
NaIO3
Na = +1 O = -2
3x(-2) + 1 + ? = 0
I = +5
IF7
F = -1
7x(-1) + ? = 0
I = +7
K2Cr2O7
O = -2 K = +1
7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0
Cr = +6
¿Cuales son los números de oxidación de todos loselementos presentes en lassiguientes especies?
Números de oxidación de los elementos en sus compuestos
8
Ajuste de las ecuaciones Redox
1. Se escribe la reacción sin ajustar en su forma iónica
Oxidación de Fe2+ a Fe3+ con Cr2O72- en disolución ácida:
Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+
2. Se separa en dos partes formando las dos semirreacciones
Oxidación:
Cr2O72- Cr3+
+6 +3Reducción:
Fe2+ Fe3++2 +3
3. Se ajustan los átomos distintos a O y H en cada semireacción
Cr2O72- 2Cr3+
Ajuste de las ecuaciones Redox
4. Para reacciones en medio ácido, se añade H2O para ajustarlos átomos de O y H+ para ajustar los átomos de H.
Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
5. Se añaden los electrones a un lado de la semirreacción paraajustar las cargas en cada una de ellas.
Fe2+ Fe3+ + 1e-
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
6. Si es necesario, se iguala el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando ambas por los coeficientesadecuados.
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
9
Ajuste de las ecuaciones Redox
7. Se suman las dos semireacciones y se verifica la ecuación global obtenida. El número de electrones a ambos lados de la ecuación debe cancelarse.
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-Oxidación:
Reducción:
14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
8. Se verifica que el número de átomos y cargas están ajustados.
14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3
9. Se escribe la reacción global molecular. P. ej.
7H2SO4 + K2Cr2O7 + 3FeSO4 2Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4
Ajuste de las ecuaciones Redox
Para reacciones en disolución básica, se añaden OH- yH2O
Por ejemplo la oxidación del NH3 por KmnO4 / OH-
8 KMnO4 + 3 NH3 8 MnO2 + 5 KOH + 3 KNO3 + 2 H2O
Que será la forma iónica, y la molecular.
reducción: 8x (MnO4- + 2 H2O + 3 e- MnO2 + 4 OH-
oxidación: 3x ( NH3 + 9 OH- NO3- + 6 H2O + 8 e-)
8 MnO4- + 16 H2O + 3 NH3 + 27 OH- 8 MnO2 + 32 OH- + 3 NO3
- + 18 H2O
7+ 4+
3- 5+
5 2
8 MnO4- + 3 NH3 8 MnO2 + 5 OH- + 3 NO3
- + 2 H2O
10
Ajuste de las ecuaciones Redox
Para reacciones de compuestos orgánicos, se procede igual que en los inorgánicos, aunque en este caso es suficiente con asignar el estado de oxidación a los átomos del grupo funcional que se transforma.
reducción: 2x (Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- 2 Cr3+ + 7 H2O
oxidación: 3x (CH3CH2OH + H2O CH3COOH + 4 H+ + 4 e-)
2 Cr2O72- + 28 H+ + 3 CH3CH2OH + 3 H2O 4 Cr3+ + 14 H2O + 3 CH3COOH + 12 H+
6+
2 Cr2O72- + 16 H+ + 3 CH3CH2OH 4 Cr3+ + 11 H2O + 3 CH3COOH
16 11
3+1-
2 K2Cr2O7 + 8 H2SO4 + 3 CH3CH2OH 2 Cr2(SO4)3 + 11 H2O + 3 CH3COOH + 2 K2SO4
Por ejemplo, la oxidación de etanol a ácido acético con K2Cr2O7 / H2SO4
Que será la ecuación iónica global. La fórmula molecular será:
Valoraciones Redox
En una valoración se añade de forma gradual una disolución de concentración cuidadosamente conocida a otra disolución de concentración desconocida hasta que la reacción entre ambasdisoluciones se complete totalmente.
Punto de equivalencia: punto en el que la reacción se completa
Ej.: MnO4- + 8H+ + 5 e- Mn2+ + 4H2O
5Fe2+ + 5Fe3+ + 5e-
Rosa muy claroMorado intenso
KMnO4 + 5FeCl2 + 8HCl MnCl2 + 5FeCl3 + 4H2O + KCl
5 · Moles KMnO4 = 1 · Moles FeCl2
11
2Mg 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- 2O2-
Semirreacción de Oxidación (pérdida de e-)
Semirreacción de Reducción (ganancia de e-)
Los procesos electroquímicos son reacciones de oxidación-reducción en las que:
• La energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o
• La energía electrica se consume para provocar queuna reacción no espontánea tenga lugar
2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)0 0 2+ 2-
Células electroquímicas
Cuando la energía que se libera en una reacción redoxespontánea se emplea para
llevar a cabo un trabajo eléctrico:
Tenemos una pila
e-
12
Celdas, Células o Pilas Galvánicas
Reacción redoxespontánea
Ánodo:oxidación
Cátodo:reducción
Ánodo de zinc
Cátodo de cobre
Voltímetro
Puente salino
Tapones de
algodón
Disolución de ZnSO4 Disolución de CuSO4
En el ánodo, el Znse oxida a Zn2+
En el cátodo, el Cu2+
se reduce a Cu
Reacción neta
Tipos de electrodos.
Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos:
Ánodo: Se lleva a cabo la oxidaciónAllí van los aniones. En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.
Cátodo: Se lleva a cabo la reducción Allí van los cationes. En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.
13
e-
Zn Cu
Zn2+
Zn pierdeelectrones
Se oxida
(hace ganar electrones alotro y le reduce el valor de
su carga)
Es el reductor
Cu2+ ganaelectrones
Se reduce
(hace perder electrones alotro y le aumenta el valor
de su carga)
Es el oxidante
_ +
Cu2+
+
+e-
e-
e-e-
electrodos
ÁNODO CÁTODO
Puente salino Puente salino (intercambio de(intercambio de iones)iones)
Sobre él se da la reacción de oxidación
Sobre él se da la reacción de reducción
Representación esquemática de una pila
• La pila anterior se representaría:Ánodo Puente salino Cátodo Zn (s) ⏐ ZnSO4 (ac) ⏐⏐ CuSO4 (ac) ⏐ Cu (s)
• Ánodo se lleva a cabo la oxidación::Zn – 2 e – → Zn2+.
• Cátodo se lleva a cabo la reducción::Cu2+ + 2 e – → Cu.
14
• Están unidas por un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda.
• Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir con un voltímetro.
Pila Daniell
Pilas GalvánicasLa diferencia de potencia eléctricoentre el ánodo y el cátodo se denomina:
• voltaje de celda
• fuerza electromotriz (fem)
• potencial de celda
Diagrama de celdaZn (s) + Cu2+ (ac) Cu (s) + Zn2+ (ac)
[Cu2+] = 1 M ; [Zn2+] = 1 M
Zn (s)|Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M)|Cu (s)ánodo cátodo
15
0.76 V = 0 - EZn /Zn0 2+
EZn /Zn = -0.76 V0 2+
Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V
E0 = EH /H - EZn /Zncell0 0+ 2+
2
Potenciales de electrodo estándar
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
E0 = 0.76 Vcelda
Fem estándar (E0 )´celda
E0 = Ecátodo - Eánodocelda0 0
Voltímetro
Puente salino
Electrodo de Pt
Electrodo de Zinc
Electrodo de hidrógeno
H2 gaseoso a 1 atm
H2 gas a 1 atm
Electrodo de Pt
Potenciales de electrodo estándarEl Potencial de reducción estándar (E0) es el voltaje asociadoa la reacción de reducción en un electrodo cuando todos lossolutos se encuentran en disolución 1 M y todos los gases se encuentran a 1 atm de presión.
Electrodo estándar de hidrógeno (ESH)
Reacción de reducción
E0 = 0 V
2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)
16
• El valor de E0 es para la reacción talcomo se escribe
• Los valores más positivos de E0 se obtienen para las sustancias con mayor tendencia a reducirse
• Las semirreacciones de celda son reversibles
• El signo de E0 cambia para la reacción inversa
• La modificación de los coeficientesestequiométricos de la semirreacciónno modifica el valor de E0
Potenciales de reducción estándar a 25ºC
Aum
ento
de
la fu
erza
com
o ag
ente
redu
ctor
Aum
ento
de
la fu
erza
com
o ag
ente
oxi
dant
eSemirreacción
* En todas las semireacciones la concentración es 1 M para las especies disueltas y la presión es 1 atm para los gases. Estos son los valores medidos en condiciones estándar
Las pilas producen una diferencia de potencial (ΔEpila) que puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman.
Consideraremos que cada semireacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas Ecatodo > Eánodo.
Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida.
El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.
¿Qué especie se reducirá?
Sencillamente, la que tenga un mayor potencial de reducción.
Potencial de reducción.
17
¿Cual es la fem de una celda electroquímica hecha de un electrodo de Cd en una disolución 1,0 M de Cd(NO3)2 y de un electrodo de Cr en una disolución 1,0 M de Cr(NO3)3?
Cd2+ (ac) + 2e- Cd (s) E0 = -0.40 V
Cr3+ (ac) + 3e- Cr (s) E0 = -0.74 V
Cd es más oxidante
Cd oxidará al Cr
2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s)
Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e-Ánodo (oxidación):
Cátodo (reducción):
2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)
x 2
x 3
E0 = Ecatodo - Eanodocelda0 0
E0 = -0.40 – (-0.74) celda
E0 = 0.34 V celda
Termodinámica de las reacciones Redox
ΔG = -nFEcelda
ΔG0 = -nFEcelda0
n = número de moles de electrones en la reacción
F = 96.500J
V • mol = 96.500 C/mol
ΔG0 = -RT ln K = -nFEcelda0
Ecelda0 =
RTnF
ln K
= 0.0257 Vn ln KEcelda
0
= 0.0592 Vn log KEcelda
0
(8.314 J/K•mol)(298 K)n (96.500 J/V•mol)
ln K=
18
Espontaneidad de las reacciones Redox
Relación entre ΔG0, K, y E0celda
TAB
LA 1
9.2
Reacción en condiciones estándarE0
celda
Positivo
Positivo
Negativo
Negativo
Favorece la formación de productos
Favorece la formación de reactivos
Reactivos y productos igualmente favorecidos0 0
ELECTRODOS DE HIDRÓGENO.
19
POTENCIAL DE LA PILA
MMn+ + ne-
Vamos a hacer pilas
ÁNODO CÁTODO
OXIDACIÓN REDUCCIÓN
IZQUIERDA DERECHA
E PILA >0
E PILA =ECÁTODO - EÁNODO
ECÁTODO > EÁNODO
20
Cuanto más positivo sea el valor del potencial estándar de
una semirreacción, con mayor tendencia se va a dar en él
la reacción de
Y será el
Cuanto menos positivo sea el valor del potencial estándar
de una semirreacción, con mayor tendencia se va a dar en
él la reacción de
Y será el
de una posible pila
de una posible pila
CÁTODO
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN
ÁNODO
Notación de las células electroquímicas
Zn(s) + Cl2(g) —» Zn2+(aq) + Cl-(aq)
Zn(s) │Zn2+(aq) ││ Cl2(g) │ Cl-(aq)
ÁNODO CÁTODO
OXIDACIÓN REDUCCIÓN
IZQUIERDA DERECHA
…y barras para separar: │ dentro de la semirreacción
│ │ entre dos semirreacciones
21
Para una reacción electroquímica ΔG= -nFE
Para una reacción química ΔG= ΔG0 + RT Ln K
Luego: -nFE = ΔG0 + RT Ln K
Y dividiendo por -nFE = E0 - Ln KRT
nFSiendo ΔGº= -nFEº
2e- + Fe2+ Fe
2Ag 2Ag+ + 2e-Oxidación:
Reducción:
¿Cual es la constante de equilibrio para la reacción a 250C?
Fe2+ (ac) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag+ (ac)
= 0.0257 Vn ln KEcelda
0
E0 = -0.44 – (0.80)
E0 = -1.24 V
n = 2
0.0257 V· nE0
cellexpK = 0.0257 V
· 2-1.24 V= exp
K = 1.23 x 10-42
E0 = EFe /Fe – EAg /Ag0 0
2+ +
22
Efecto de la concentración sobre la fem de celda
ΔG = ΔG0 + RT ln K ΔG = -nFE ΔG0 = -nFE 0
-nFE = -nFE0 + RT ln K
E = E0 - ln KRTnF
Ecuación de Nernst
Si T = 298º K:
- 0.0257 Vn ln KE0E = - 0.0592 V
n log KE0E =
[Red]K=
[Oxid]Oxid + Red
ne-
¿Tendrá lugar la siguiente reacción de maneraespontánea a 250C si [Fe2+] = 0.60 M y [Cd2+] = 0.010 M? Fe2+ (ac) + Cd (s) Fe (s) + Cd2+ (ac)
2e- + Fe2+ 2FeCd Cd2+ + 2e-Oxidación:
Reducción:n = 2
E0 = -0.44 – (-0.40)
E0 = -0.04 V
E0 = EFe /Fe – ECd /Cd0 0
2+ 2+
- 0.0257 Vn ln QE0E =
- 0.0257 V2 ln-0.04 VE = 0.010
0.60E = 0.013 V
E > 0 Espontánea
23
Por K entendemos la relación
de concentraciones de un
proceso en equilibrio
Cuando el proceso no está en equilibrio, la relación
de concentraciones “suele” representarse como Q
aA + bB + …→ mM + nN + …
Para un proceso del tipo
¿Qué ocurre si una pila está en equilibrio?
E = E0 - Ln KRTnF
E = E0 - Ln QRTnF
Ecuación de Nerst:Relaciona el potencial con las
concentraciones
Ecuación de Nerst
24
E = E0 - Ln QRTnF
Si lo pasamos a logaritmos decimales, y consideramos el proceso a temperatura
ambiente (25 ºC, 298ºK)
E = E0 - log Q0,059n
Ecuación que se usa normalmente
ΔΔGGºº =
= --n
FEnFEºº
celd
ace
lda
KlognF
.T.R.303,2Eºcelda =
ΔΔGGºº = = --2,303.R.T.log K
2,303.R.T.log K
Relación entre ΔΔGGºº, K y , K y EEººceldacelda
No espontánea< 1PositivoNegativoEquilibrio= 100
Espontánea> 1NegativoPositivo
ReacciReaccióón en condiciones n en condiciones estestáándarndar
KKΔΔGGººEEººceldacelda
25
Baterías primarias o pilas. La reacción de la pila no es reversible. Cuando los reactivos se han transformado casi por completo en productos, no se produce más electricidad y se dice que la pila se ha agotado
Baterías secundarias. La reacción de la batería puede invertirse, haciendo pasar electricidad a través de la batería (cargándola). Esto significa que la batería puede utilizarse durante muchos ciclos de descarga-carga seguidos
Baterías de flujo y células de combustible. Los materiales (reactivos, productos, electrolitos) pasan a travesde la batería, que es un dispositivo para convertir energía química en energía eléctrica.
Pilas y baterías
Celdas de ConcentraciCeldas de Concentracióónn
Ánodo: Cu(s) Cu2+ (ac, 0,1M) + 2e-
Cátodo: Cu2+ (ac, 1M) + 2e- Cu(s)
Global: Cu2+ (ac, 1M) Cu2+ (ac, 0,1M)
26
PILAS DE CONCENTRACION
Ag/AgNO3(c1) // AgNO3(c2)/Ag c1<c2
⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛=⎟⎟
⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛=Δ
=Δ
⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛−Δ=Δ
1
2
2
1
0
2
10
0
cc
FRT
cc
FRTE
E
cc
FRTEE
ln ln
lnCátodo : Ag+(c2) + 1e ↔ Ag
Ánodo: Ag ↔ Ag+(c1) + 1e
Reacción neta:
AgNO3(c2) ↔ AgNO3(c1)
27
Electroquímica en los organismos vivos
Organismos heterótrofos: obtienen el carbono de su entorno en forma de moléculas orgánicas relativamente complejas, como la glucosa.
Azúcares + n O2 n CO2 + n H2O + energía
Organismos autótrofos: emplean el CO2 de la atmósfera como única fuente de carbono y construyen todas sus biomoléculas a partir de éste.
n CO2 + n H2O + energía Azúcares + n O2
Los sistemas biológicos usan estructuras complejas que reducenla energía de activación de las reacciones bioquímicas.
El transporte de electrones se realiza mediante reaccionestermodinámicamente favorables, acopladas a reacciones quetermodinámicamente no lo son
(Ej.: separación de cargas o creación de gradientes osmóticos).
ΔG º = -52,7 Kcal · mol-1(7,5 moles de ATP)
Síntesis de ATP.- Cadena transportadora de electrones generada por un gradiente electroquímico. Consta de tres tipos de procesos: 1- Flujo de electrones desde sustancias individuales2- Uso de la energía desprendida de ese flujo de electrones para la translocación
de protones en contra de gradiente (proceso desfavorable energéticamente).3- Uso del gradiente electroquímico para la síntesis de ATP (energéticamente
favorable)
Cadena de transporte electrónico mitocondrial
28
La electroquímica en la vidaEn la cadena respiratoria se incluyen reacciones redox que suponen la transferencia directa de electrones dentro de la mitocondria. La energía liberada en la reacción se conserva, parcialmente, convirtiendo ADP en ATP
M: MetabolitoNAD: Adenosin dinucleótidoFMN: FlavinmononucleótidoCoQ: Coenzima QFe3+/Fe2+: Hierro unido a una proteína (citocromo)
MH2 NAD FMNH2 2Fe3+ CoQH2
M NADH FMN 2Fe2+ CoQ+H +H
E0 -0.32 -0.30 0.03±0.039 -0.05
2H +
Potenciales eléctricos estandard de algunas sustancias de interés Bioquímico (disoluciones acuosas a 25ºC y pH 7.0)
Ferrodoxina(ox)/ Ferrodoxina(red)cloroplastos -0,432
H+/ H2 -0.420
NADP + / NADP + H+ -0.324
NAD+ / NADH + H+ -0.320
Piruvato / Lactato -0.180
Acetaldehido / Etanol -0.160
Oxalacetato / L-malato -0.166
Flavoproteina (ox) / Flavoproteina (red) -0.060
Coenzima Q (ox) / Coenzima Q (red) +0.010
Citocromo C (ox) / Citocromo C (red) +0.260
Citocromo oxidasa (ox) / citocromo oxidasa (red) +0.550
½ O2 / H2O +0.820
REACCIÓN E0'
29
Una celula
[Na+] 33.4 mM
[K+] 143 mM
[Cl-] 11.5 mM
[P-] 165 mM
[Na+] 133mM
[Cl-] 144mM
[K+] 11mM
[Na+] 33.4 mM
[K+] 143 mM
[Cl-] 11.5 mM
[P-] 165 mM
[Na+] 133mM
[Cl-] 144mM
[K+] 11mM
• Los iones más importantes que se difunden en el mantenimiento del potencial de membrana son sodio, potasio y cloruro.
• Son bombeados activamente para mantener las concentraciones constantes.
• Existen canales de entrada: aumentan la permeabilidad
30
En condiciones normales la membrana es impermeable a aniones orgánicos, al Na+ y al Cl- y algo más permeable al K+
Potenciales de equilibrio calculados para las concentraciones iónicas fisiológicas
El K+ tiende a salir porque su potencial de equilibrio es más negativo que el de reposo
El Na+ está muy alejado del equilibrio
El potencial de membrana en reposo y el potencial de equilibrio Cl- es similar: el Cl-está casi en equilibrio electroquímico
Cuanto mayor sea la diferencia entre el potencial real y el de equilibrio para un ion, mayor será la fuerza neta que tienda a desplazarlo
Potenciales de equilibrio para las concentraciones de Na+ y K+ en las neuronas
31
Reacciones de oxidación-reducción
Las reacciones ácido-basese caracterizan por ser un proceso de transferencia de protones
Las reacciones de oxidación-reducción(reacciones redox) se caracterizan como reacciones de transferencia de electrones
Transferencia de electronesUna reacción de transferencia de electrones sería:
Aox + Bred Ared + Box
Aox es la forma oxidada de A (el oxidante)Bred es la forma reducida de B (el reductor).
Para esta transferencia de electrones pueden considerarse dos semirreacciones:
Aox + n e- Ared p.ej., Fe+++ + e- Fe++
Box + n e- Bred
32
Para cada semirreacción:E = E°' – RT/nF (ln [reducida]/[oxidada])
Por ejemplo, para la primera semirreacción:E = E°' – RT/nF (ln [Ared]/[Aox])
E°' es el potencial del punto medio, o potencial redox estándar cuando en la semirreacción [oxidante] = [reductor].Una reacción de transferencia de electrones es espontánea (ΔG negativo) si E°' del donador es más negativo que E°' del aceptor, es decir, cuando ΔE°‘ es positivo.
Transportadores de electrones
NAD+/NADH (Nicotina Adenina Dinucleótido),FAD/FADH2 (Flavina Adenina Dinucleótido),FMN (Flavina Mono Nucleótido) grupo prostéticode algunas flavoproteinas. Es similar enestructura al FAD sin el nucleótido adenina.
FMN (como FAD) puede aceptar 2 e- + 2 H+ paraformar FMNH2.
33
Complejo I NADH deshidrogenasa
Ubiquinona
34
Complejo III Citocromo c reductasa