Mostra la font per a Reacció d'oxidació reducció

{{Falten referències|data=2023}}[[Fitxer:FAD FADH2 equlibrium.png|miniatura|Reducció (captació d'electrons) de la molècula de [[Flavina|FAD]].]]
Una '''reacció d'oxidació-reducció''', '''reacció''' '''d'oxidoreducció''', o simplement '''reacció redox''', és aquella [[reacció química]] en la qual hi ha una [[transferència electrònica]] entre els reactius, donant lloc a un canvi en els seus [[Estat d'oxidació|estats d'oxidació]] pel que fa als productes.<ref>{{ref-web|url=http://www.wiley.com/college/boyer/0470003790/reviews/redox/redox.htm|títol=Redox Reactions|editor=Wiley|arxiuurl=https://web.archive.org/web/20120530081215/http://www.wiley.com/college/boyer/0470003790/reviews/redox/redox.htm|arxiudata=2012-05-30|url-status=live|consulta=2012-05-09|llengua=en|obra=Concepts Reviews}}</ref> Pot tractar-se d'un simple procés redox, tal com són l'oxidació del [[carboni]] a [[diòxid de carboni]], i la reducció del carboni per l'[[hidrogen]] a [[metà]] (CH₄), o bé un procés complex com és l'oxidació del sucre en el cos humà, a través d'una sèrie de processos de [[transferència electrònica|transferència d'electrons]].

Les [[reaccions redox orgàniques]] són reaccions redox en les quals intervenen [[compostos orgànics]] com a reactius.

Perquè es produeixi una reacció redox, en el sistema ha d'haver-hi un element que cedeixi [[electró|electrons]] i un altre que els accepti. L'agent [[reductor]] és l'element químic que subministra electrons de la seva estructura química al medi augmentant el seu [[estat d'oxidació]], és a dir, essent oxidat. L'agent [[oxidant]] és l'element químic que tendeix a captar aquests electrons, quedant amb un [[estat d'oxidació]] inferior al que tenia, és a dir, essent reduït.

Quan un element químic reductor cedeix electrons al medi es converteix en un element oxidat, i la relació que guarda amb el seu precursor queda establerta mitjançant el que es diu un «parell redox». Anàlogament, es diu que quan un element químic capta electrons del medi es converteix en un element reduït, i igualment forma un parell redox amb el seu precursor oxidat.

== Principi d'electroneutralitat ==
[[Fitxer:Pila Cu Ag.PNG|miniatura|esquerra|La pila [[Coure|Cu]]-[[Plata|Ag]], un exemple de reacció redox.]]
Dins d'una reacció global redox, es dona una sèrie de reaccions particulars a les quals s'anomena semireaccions o reaccions parcials.

:2 Na<sup>+</sup> + 2 Cl<sup>−</sup> → 2 Na + Cl₂

o més comunament:

:2 NaCl → 2 Na + Cl₂

La tendència a reduir o oxidar a altres elements químics es quantifica pel [[potencial de reducció]], també anomenat potencial redox.

Una titulació redox és una en la qual un indicador químic indica el canvi en el percentatge de la reacció redox mitjançant el viratge de color entre l'oxidant i el reductor.

=== Oxidació ===
[[Fitxer:Rust.jpg|miniatura|Oxidació del [[ferro]].]]

L'oxidació és una [[reacció química]] molt poderosa on un compost cedeix [[electrons]] i, per tant, augmenta el seu [[estat d'oxidació]].

En realitat una oxidació o una reducció és un procés pel qual canvia l'estat d'oxidació d'un compost. Aquest canvi no significa necessàriament un intercanvi d'electrons. Suposar això —que és un error comú— implicaria que tots els compostos formats mitjançant un procés redox són [[Ió (àtom)|iònics]], ja que és en aquests compostos on sí que es dona un enllaç iònic, producte de la transferència d'electrons. Per exemple, en la reacció de formació del clorur d'hidrogen a partir dels gasos d'hidrògen i diclorur, es dona un procés redox i no obstant això es forma un compost covalent.

Aquestes dues reaccions sempre es donen juntes, és a dir, quan una substància s'oxida, sempre és per l'acció d'una altra que es redueix. Una cedeix [[electrons]] i l'altra els accepta. Per aquesta raó, es prefereix el terme general de reaccions [[redox]].

La mateixa [[vida]] és un fenomen redox. L'[[oxigen]] és el millor oxidant que existeix a causa que la molècula és poc reactiva (pel seu doble enllaç) i no obstant això és molt [[electronegativitat|electronegatiu]], gairebé com el [[fluor]].

La substància més oxidant que existeix és el [[catió]] KrF<sup>+</sup> perquè fàcilment forma Kr i F<sup>+</sup>.

Entre unes altres, existeixen el [[Permanganat de potassi|permanganat de potassi (KMnO₄)]], el [[dicromat de potassi|dicromat de potassi (K₂Cr₂O₇)]], l'[[aigua oxigenada|aigua oxigenada (H₂O₂)]], l'[[àcid nítric|àcid nítric (HNO₃)]], els [[hipohalit]]s i els [[halat]]s (per exemple l'[[hipoclorit de sodi|hipoclorit de sodi (NaClO),]] molt oxidant en medi [[base (química)|alcalí]] i el [[bromat de potassi|bromat de potassi (KBrO₃)]]). L'[[ozó|ozó (O₃)]] és un oxidant molt enèrgic:

:Br<sup>−</sup> + O₃ → BrO₃<sup>−</sup>

El nom d'"oxidació" prové del fet que en la majoria d'aquestes reaccions, la transferència d'[[electrons]] es dona mitjançant l'adquisició d'àtoms d'[[oxigen]] (cessió d'[[electrons]]) o viceversa. No obstant això, l'oxidació i la reducció pot donar-se sense que hi hagi intercanvi d'[[oxigen]] pel medi, per exemple, l'oxidació de [[iodur de sodi]] a [[diiode|iode]] mitjançant la reducció de [[diclor|clor]] a [[clorur de sodi]]:

:2 NaI + Cl₂ → I₂ + 2 NaCl

Aquesta pot desglossar-se en les seves dues semireaccions corresponents:

* 2I<sup>−</sup> → I₂ + 2 i<sup>−</sup>
* *Cl₂ + 2 i<sup>−</sup> → 2 Cl

;Exemple
El [[ferro]] pot presentar dues formes oxidades: [[òxid de ferro (II)]] (FeO) o [[òxid de ferro (III)]] (Fe₂O₃)

=== Reducció ===
En [[química]], ''reducció'' és el procés electroquímic pel qual un [[àtom]] o [[ió (àtom)|ió]] guanya [[Electró|electrons]]. Implica la disminució del seu [[estat d'oxidació]]. Aquest procés és contrari al d'[[oxidació]].

Quan un [[ió (àtom)|ió]] o un [[àtom]] es redueix guanya electrons, actua com [[Oxidant|agent oxidant]], és reduït per un [[Reductor|agent reductor]] i disminueix el seu estat o nombre d'oxidació.
;Exemple
L'ió [[ferro]] (III) pot ser reduït a ferro (II):

: Fe<sup>3+</sup> + i<sup>−</sup> → Fe<sup>2+</sup>

En [[química orgànica]], la disminució d'enllaços d'[[àtoms]] d'[[oxigen]] a àtoms de [[carboni]] o l'augment d'enllaços d'[[hidrogen]] a àtoms de carboni s'interpreta com una reducció. Per exemple:

* CH≡CH + H₂ → CH₂=CH₂ (l'[[etí]] es redueix per donar [[etè]]).
* CH₃–CHO + H₂ → CH₃–CH₂OH (l'[[etanal]] es redueix a [[etanol]]).

== Nombre d'oxidació ==
La [[Química analítica quantitativa|quantificació]] d'un element químic pot efectuar-se mitjançant el seu [[nombre d'oxidació]]. Durant el procés, el nombre d'oxidació de l'element augmenta. En canvi, durant la reducció, el nombre d'oxidació de l'espècie que es redueix disminueix. El nombre d'oxidació és un nombre enter que representa el nombre d'electrons que un àtom posa en joc quan forma un enllaç determinat.

El nombre d'oxidació augmenta si l'[[àtom]] perd [[electrons]] (l'element químic que s'oxida), o els comparteix amb un àtom que tingui tendència a captar-los. En canvi, disminueix quan l'[[àtom]] guanya electrons (l'element químic que es redueix), o els comparteix amb un àtom que tingui tendència a cedir-los.

=== Regles per assignar el nombre d'oxidació ===
* El nombre d'oxidació de tots els elements sense combinar és zero. Independentment de la forma en què es representin.
* El nombre d'oxidació de les espècies iòniques monoatòmiques coincideix amb la càrrega de l'ió.
* El nombre d'oxidació de l'[[hidrogen]] combinat és +1, excepte en els [[hidrur]]s metàl·lics, on el seu nombre d'oxidació és –1 (ej: AlH₃, LiH)
* El nombre d'oxidació de l'[[oxigen]] combinat és –2, excepte en els [[peròxid]]s, on el seu nombre d'oxidació és –1 (ex.:Na₂O₂, H₂O₂).
* El nombre d'oxidació en els elements metàl·lics, quan estan combinats és sempre positiu i numèricament igual a la càrrega de l'ió.
* El nombre d'oxidació dels [[halogen]]s en els hidràcids i les seves respectives sals és –1, en canvi el nombre d'oxidació del [[sofre]] en el seu hidràcid i respectives sals és –2.
* El nombre d'oxidació d'una molècula és zero o, cosa que és el mateix, la suma dels nombres d'oxidació dels àtoms d'una molècula neutra és zero.

== Ajust d'equacions ==
Tot procés redox requereix l'ajust estequiomètric dels components de les semireaccions per a l'oxidació i reducció.

Per a reaccions en el medi aquós, generalment s'afegeixen al medi àcid ions hidrogen (H<sup>+</sup>), molècules d'aigua (H₂O), i electrons. En el medi bàsic s'afegeixen hidroxils (OH<sup>−</sup>), molècules d'aigua (H₂O), i electrons per compensar els canvis en els nombres d'oxidació.

=== Medi àcid ===
Al medi àcid s'agreguen ions hidrogen ([[catió|cations]]) (H<sup>+</sup>) i aigua (H₂O) a les semirreaccions per equilibrar l'equació final.

Del costat de l'equació que faci mancada{{què}} oxigen s'agregaran molècules d'aigua, i del costat de l'equació que facin mancada hidrògens s'agregaran oxonis.

Per exemple, quan el manganès (II) reacciona amb el bismutat de sodi.

Equació sense equilibrar:

:<math> Mn^{+2}_{(aq)} + NaBiO_{3(s)} \to Bi^{+3}_{(aq)} + MnO^{-}_{4(aq)} </math>
:Oxidació :<math>Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + 5 i^- </math>
:Reducció :<math>2i^- + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)}</math>

Ara s'han d'afegir els oxonis i les molècules d'aigua on faci mancada{{Què|date=2023|pre-text=}} hidrògens i on faci mancada{{Què|date=2023|pre-text=}} oxígens, respectivament.

:Oxidació: <math>\color{BlueViolet}4H_2O\color{Black} + Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + \color{BlueViolet}8 H^{+}_{(aq)} \color{Black} + 5 i^-</math>
:Reducció: <math>2i^- + \color{BlueViolet}6H^+\color{Black} + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)} + \color{BlueViolet}3H_2O\color{Black}</math>

Les reaccions s'equilibraran en el moment d'igualar la quantitat d'electrons que intervenen en ambdues semireaccions. Això s'aconseguirà multiplicant la reacció d'una semireacció pel nombre d'electrons de l'altra semireacció (i, si cal, viceversa), de manera que la quantitat d'electrons sigui constant.

:Oxidació: <math>(4H_2O + Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + 8 H^{+}_{(aq)} + \color{OliveGreen}5 e^-\color{Black}) \color{Orange}\times 2\color{Black}</math>
:Reducció: <math>(\color{Orange}2e^-\color{Black} + 6H^+ + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)} + 3H_2O) \color{OliveGreen}\times 5\color{Black} </math>

Al final hi haurà:

:Oxidació: <math>8H_2O + 2Mn^{+2}_{(aq)} \to 2MnO^{-}_{4(aq)} + 16 H^{+}_{(aq)} + 10 i^-</math>
:Reducció: <math>10i^- + 30H^+ + 5BiO^{-}_{3(s)} \to 5Bi^{3+}_{(aq)} + 15H_2O</math>

Ells electrons estan equilibrats, i es poden sumar les dues semireaccions, per obtenir finalment l'equació equilibrada.

:<math>
\underline{
 \left.
 \begin{array}{rcl}
 8H_2O + 2Mn^{+2}_{(aq)} \to 2MnO^{-}_{4(aq)} + 16 H^{+}_{(aq)} + 10 e^- \\ 
 10e^- + 30H^+ + 5BiO^{-}_{3(s)} \to 5Bi^{3+}_{(aq)} + 15H_2O 
 \end{array}
 \right \Downarrow +
}</math>
:<math>14H^+_{(aq)} + 2Mn^{+2}_{(aq)} + 5NaBiO_{3(s)} \to 7H_2O + 2MnO^{-}_{4(aq)} + 5Bi^{3+}_{(aq)} + 5 Na^+_{(aq)}</math>

=== Medi bàsic ===
Al medi bàsic s'agreguen ions hidroxils ([[anió|anions]]) (OH<sup>−</sup>) i aigua (H₂O) a les semireaccions per equilibrar l'equació final.

Per exemple, es té la reacció entre el permanganat de potassi i el sulfit de sodi.

Equació sense equilibrar:
:<math>KMnO_4 + Na_2SO_3 + H_2O \to MnO_2 + Na_2SO_4 + KOH \,\!</math>

Se separen les semireaccions en:
:Oxidació: <math>SO_3^{-2} \to SO_4^{-2} + 2e^-</math>
:Reducció: <math>3e^- + MnO_4^- \to MnO_2</math>

S'hi agrega la quantitat adequada d'hidròxids i aigua (les molècules d'aigua se situen on hi ha major quantitat d'oxígens).
:Oxidació: <math>\color{BlueViolet}2OH^-\color{Black} + SO_3^{-2} \to SO_4^{-2} + \color{BlueViolet}H_2O\color{Black} + 2e-</math>
:Reducció: <math>3e^- + \color{BlueViolet}2H_2O\color{Black} + MnO_4^- \to MnO_2 + \color{BlueViolet}4OH^-\color{Black}</math>

S'equilibra la quantitat d'electrons com en l'exemple anterior.
:Oxidació: <math>(2OH^- + SO_3^{-2} \to SO_4^{-2} + H_2O + \color{OliveGreen}2 e^-\color{Black}) \; \color{Orange}\times 3\color{Black} </math>
:Reducció: <math>(\color{Orange}3 e^-\color{Black} + 2H_2O + MnO_4^- \to MnO_2 + 4OH^-) \; \color{OliveGreen}\times 2\color{Black} </math>

S'obté:
:Oxidació: <math>6OH^- + 3SO_3^{-2} \to 3SO_4^{-2} + 3H_2O + 6e^-</math>
:Reducció: <math>6e^- + 4H_2O + 2MnO_4^- \to 2MnO_2 + 8OH^-</math>

Els electrons estan equilibrats, així que es poden sumar les dues semireaccions, per obtenir finalment l'equació equilibrada.

:<math>
\underline{
 \left.
 \begin{array}{rcl}
 6OH^- + 3SO_3^{-2} \to 3SO_4^{-2} + 3H_2O + 6e^- \\
 6e^- + 4H_2O + 2MnO_4^- \to 2MnO_2 + 8OH^-
 \end{array}
 \right \Downarrow +
}</math>
:<math>2KMnO_4 + 3Na_2SO_3 + H_2O \to 2MnO_2 + 3Na_2SO_4 + 2KOH \,\!</math>

== Aplicacions ==
A la [[indústria]], els processos redox són molt importants, tant pel seu ús productiu (per exemple la reducció de minerals per a l'obtenció de l'[[alumini]] o del [[ferro]]) com per la seva prevenció (per exemple en la corrosió).<ref>{{Ref-publicació|article=Cathodic process and cyclic redox reactions in aluminium electrolysis cells|url=https://doi.org/10.1007/BF00772198|publicació=Journal of Applied Electrochemistry|data=1995-09-01|issn=1572-8838|pàgines=809–816|volum=25|exemplar=9|doi=10.1007/BF00772198|llengua=en|nom=Å.|cognom=Sterten|nom2=P. A.|cognom2=Solli}}</ref><ref>{{Ref-publicació|article=Redox Transformations of Iron at Extremely Low pH: Fundamental and Applied Aspects|url=https://www.frontiersin.org/articles/10.3389/fmicb.2012.00096|publicació=Frontiers in Microbiology|data=2012|issn=1664-302X|volum=3|doi=10.3389/fmicb.2012.00096/full|nom=D. Barrie|cognom=Johnson|nom2=Tadayoshi|cognom2=Kanao|nom3=Sabrina|cognom3=Hedrich}}</ref>

La [[reacció química|reacció]] inversa de la reacció redox (que produeix [[energia]]) és l'[[electròlisi]], en la qual s'aporta energia per dissociar elements de les seues molècules.<ref>{{Ref-publicació|article=Method of Reflow and Online Electrolysis in the Vanadium Redox Battery: Benefits and Limitations|url=https://pubs.acs.org/doi/10.1021/acssuschemeng.0c03297|publicació=ACS Sustainable Chemistry & Engineering|data=2020-07-13|issn=2168-0485|pàgines=10275–10283|volum=8|exemplar=27|doi=10.1021/acssuschemeng.0c03297|llengua=en|nom=Zhuoyu|cognom=Li|nom2=Jingyu|cognom2=Xi|nom3=Le|cognom3=Liu|nom4=Zenghua|cognom4=Wu|nom5=Dongzhi|cognom5=Li}}</ref>

== Oxidacions i reduccions biològiques ==
[[Fitxer:FAD FADH2 equlibrium.png|miniatura|Reducció del [[coenzim]] [[dinucleòtid de flavina i adenina|FAD]], en forma de guany d'un parell d'àtoms d'hidrogen (dos protons i dos electrons.]]
En el [[metabolisme]] de tots els éssers vius, els processos redox tenen una importància cabdal, ja que intervenen en la cadena de reaccions químiques de la [[fotosíntesi]] i de la [[respiració aeròbica]]. En ambdues reaccions existeix una [[cadena transportadora d'electrons]] formada per una sèrie de complexos [[enzim|enzimàtics]], entre els quals destaquen els [[citocrom]]s; aquests complexos enzimàtics accepten (es redueixen) i cedeixen (s'oxiden) parells d'electrons d'una manera seqüencial, de tal manera que el primer cedeix electrons al segon, aquest al tercer, etc., fins a un acceptor final que es redueix definitivament; durant el seu viatge, els electrons van alliberant energia que s'aprofita per sintetitzar enllaços d'alta energia en forma de [[adenosín trifosfat|ATP]].

Un altre tipus de reacció redox fonamental en els processos metabòlics són les [[deshidrogenació|deshidrogenacions]], en les quals un enzim (la [[deshidrogenasa]]) arrenca un parell d'àtoms d'[[hidrogen]] a un [[substrat (bioquímica)|substrat]]; atès que l'àtom d'hidrogen consta d'un [[protó]] i un electró, aquest substrat s'oxida (ja que perd electrons). Aquests electrons són captats per molècules especialitzades, principalment les coenzims [[Nicotinamida adenina dinucleòtid|NAD]]<sup>+</sup>, [[Nicotinamida adenina dinucleòtid fosfat|NADP]]<sup>+</sup> i [[Flavín adenín dinucleòtid|FAD]] que en guanyar electrons es redueixen, i els condueixen a les cadenes transportadores d'electrons.

El metabolisme implica centenars de reaccions redox. Així, el [[catabolisme]] el constitueixen reaccions en què els substrats s'oxiden i els coenzims es redueixen. Per contra, en les reaccions de l'[[anabolisme]] els substrats es redueixen i els coenzims s'oxiden. En el seu conjunt, catabolisme i anabolisme constitueixen el [[metabolisme]].

En els metalls, una conseqüència molt important de l'oxidació és la [[corrosió]], fenomen d'impacte econòmic molt negatiu, atès que els materials adquireixen o modifiquen les seves propietats segons als agents que estiguin exposats, i com actuïn sobre ells. Combinant les reaccions d'oxidació-reducció (redox) en una [[cel·la galvànica]] s'aconsegueixen les [[Pila (electricitat)|piles electroquímiques]]. Aquestes reaccions poden aprofitar-se per evitar fenòmens de [[corrosió]] no desitjats mitjançant la tècnica del [[ànode de sacrifici]] i per a l'obtenció de corrent elèctric continu.

== Referències ==
{{Referències}}

== Vegeu també ==
* [[Coulombimetria]]
* [[Pila Daniell]]
* [[Diagrama d'Ellingham]]
* [[Metal·lotèrmia]]

{{Commonscat}}
{{Autoritat}}

{{ORDENA:Reaccio D'Oxidacio-Reduccio}}
[[Categoria:Reaccions d'oxidació-reducció| ]]