LAS REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

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1 LAS REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Introducción 1.- Concepto de oxidación y reducción 1.1. Oxidantes y reductores 2.- Estado de oxidación Ajuste de ecuaciones redox Reacciones en medio ácido Reacciones en medio básico. 4.- Pilas electroquímicas Tipos de electrodos 4.2. Pilas Daniell 1

2 6.- Potenciales de reducción estándar Determinación del voltaje de una pila Electrodo de Hidrógeno. Pilas con Hidrógeno 6.3. Espontaneidad de las reacciones redox 6.4. Dismutación 6.5. Ecuación de Nerst 7.- Electroquímica de la vida Potenciales biológicos 7.2. Pilas de concentración Pila de Bagdad 1 : VARILLA DE HIERRO 2 : TAPÓN DE ASFALTO 3 : VASO DE TERRACOTA 4 : ELECTROLITO 5 : CILINDRO DE COBRE 6 : TAPÓN AISLANTE DE ASFALTO 7 : CAPUCHON DE COBRE 8 : CABLE DE TIERRA 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. 2

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 Enlace covalente polar o enlace polar Zona pobre en electrones H Zona rica en electrones F Pobre en e - Rico en e - H F δ + δ - Carga formal +1 Carga formal -1 3

4 Número de oxidación Para tener un seguimiento de los electrones en las reacciones dedox, es conveniente asignar número de oxidación a los reactivos y los productos 1. Los elementos libres (estado no combinado) tienen un número de oxidación igual a cero. Na, Be, K, Pb, H 2, O 2, P 4 = 0 2. En iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga del ión. Li +, Li = +1; Fe 3+, Fe = +3; O 2-, O = El número de oxidación del oxígeno normalmente es de 2. En las especies H 2 O 2 y O 2 2- es de El número de oxidación del hidrógeno es de +1 excepto cuando se encuentra unido a metales formando compuestos binarios (NaH). En estos casos, su número de oxidación es de Los metales del grupo IA tienen número de oxidación +1, los metales del grupo IIA +2 y el flúor siempre La suma de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula o ión es igual a la carga global de la molécula o del ión. Cuales son los números de oxidación de todos los elementos presentes en la especie HCO 3-? HCO - 3 O = -2 H = +1 3x(-2) + 1 +? = -1 C = +4 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 - FORMA OXIDADA FORMA REDUCIDA Forma oxidada es la que posee menos electrones M + X M X - Forma reducida es la que posee más electrones Reacción de oxidación se pierden electrones M + M X X - e - e - La forma reducida pierde electrones y se oxida, pasa a la forma oxidada 5

6 REACCIÓN DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN (REDOX) e - e - M + REDUCCIÓN OXIDACIÓN M REDUCCIÓN X X - OXIDACIÓN e - e - 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) INTERCAMBIO DE ELECTRONES ENTRE ESPECIES DIFERENTES e -. M + X M + + 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. 6

7 Cuales son los números de oxidación de todos los elementos presentes en las siguientes especies? IF 7 F = -1 7x(-1) +? = 0 I = +7 NaIO 3 Na = +1 O = -2 3x(-2) + 1 +? = 0 I = +5 K 2 Cr 2 O 7 O = -2 K = +1 7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0 Cr = +6 Números de oxidación de los elementos en sus compuestos 7

8 Ajuste de las ecuaciones Redox Oxidación de Fe 2+ a Fe 3+ con Cr 2 O 7 2- en disolución ácida: 1. Se escribe la reacción sin ajustar en su forma iónica Fe 2+ + Cr 2 O 7 2- Fe 3+ + Cr Se separa en dos partes formando las dos semirreacciones Oxidación: Reducción: Fe 2+ Fe Cr 2 O 7 2- Cr Se ajustan los átomos distintos a O y H en cada semireacción Cr 2 O 7 2-2Cr 3+ Ajuste de las ecuaciones Redox 4. Para reacciones en medio ácido, se añade H 2 O para ajustar los átomos de O y H + para ajustar los átomos de H. Cr 2 O H + + Cr 2 O 7 2-2Cr H 2 O 2Cr H 2 O 5. Se añaden los electrones a un lado de la semirreacción para ajustar las cargas en cada una de ellas. Fe 2+ Fe e - 6e H + + Cr 2 O 2-7 2Cr H 2 O 6. Si es necesario, se iguala el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando ambas por los coeficientes adecuados. 6Fe 2+ 6Fe e - 6e H + + Cr 2 O 7 2-2Cr H 2 O 8

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. Oxidación: Reducción: 6e H + + Cr 2 O 2-7 6Fe 2+ 6Fe e - 2Cr H 2 O 14H + + Cr 2 O Fe 2+ 6Fe Cr H 2 O 8. Se verifica que el número de átomos y cargas están ajustados. 14x x2 = 24 = 6x3 + 2x3 9. Se escribe la reacción global molecular. P. ej. 7H 2 SO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + 3FeSO 4 2Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 7H 2 O + K 2 SO 4 Ajuste de las ecuaciones Redox Para reacciones en disolución básica, se añaden OH - yh 2 O Por ejemplo la oxidación del NH 3 por KmnO 4 / OH reducción: 8x (MnO H 2 O + 3 e - MnO OH oxidación: 3x ( NH OH - NO H 2 O + 8 e - ) 8 MnO H 2 O + 3 NH OH - 8 MnO OH NO H 2 O MnO NH 3 8 MnO OH NO H 2 O Que será la forma iónica, y la molecular. 8 KMnO NH 3 8 MnO KOH + 3 KNO H 2 O 9

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. Por ejemplo, la oxidación de etanol a ácido acético con K 2 Cr 2 O 7 / H 2 SO 4 6+ reducción: 2x (Cr 2 O H e - 2 Cr H 2 O oxidación: x (CH 3 CH 2 OH + H 2 O CH 3 COOH + 4 H e - ) 2 Cr 2 O H CH 3 CH 2 OH + 3 H 2 O 4 Cr H 2 O + 3 CH 3 COOH + 12 H Cr 2 O H CH 3 CH 2 OH 4 Cr H 2 O + 3 CH 3 COOH Que será la ecuación iónica global. La fórmula molecular será: 2 K 2 Cr 2 O H 2 SO CH 3 CH 2 OH 2 Cr 2 (SO 4 ) H 2 O + 3 CH 3 COOH + 2 K 2 SO 4 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 ambas disoluciones se complete totalmente. Punto de equivalencia: punto en el que la reacción se completa Morado intenso Ej.: MnO H e - Rosa muy claro Mn H 2 O 5Fe Fe e - KMnO 4 + 5FeCl 2 + 8HCl MnCl 2 + 5FeCl 3 + 4H 2 O + KCl 5 Moles KMnO 4 = 1 Moles FeCl 2 10

11 Células electroquímicas 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 que una reacción no espontánea tenga lugar Mg (s) + O 2 (g) 2MgO (s) 2Mg 2Mg e - O 2 + 4e - 2O 2- Semirreacción de Oxidación (pérdida de e - ) Semirreacción de Reducción (ganancia de e - ) e - Cuando la energía que se libera en una reacción redox espontánea se emplea para llevar a cabo un trabajo eléctrico: Tenemos una pila 11

12 Celdas, Células o Pilas Galvánicas Voltímetro Ánodo: oxidación Ánodo de zinc Cátodo de cobre Cátodo: reducción Puente salino Tapones de algodón Disolución de ZnSO 4 Disolución de CuSO 4 Reacción redox espontánea En el ánodo, el Zn se oxida a Zn 2+ En el cátodo, el Cu 2+ 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 oxidación Allí 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. 12

13 Zn pierde electrones Se oxida e- _ ÁNODO CÁTODO electrodos + + e- e- Cu 2+ gana electrones Se reduce Sobre él se da la reacción de oxidación Zn e- e- Cu Sobre él se da la reacción de reducción Es el reductor Zn 2+ + Cu 2+ Es el oxidante (hace ganar electrones al otro y le reduce el valor de su carga) Puente salino (intercambio de iones) (hace perder electrones al otro y le aumenta el valor de su carga) Representación esquemática de una pila La pila anterior se representaría: Ánodo Puente salino Cátodo Zn (s) ZnSO 4 (ac) CuSO 4 (ac) Cu (s) Ánodo se lleva a cabo la oxidación: Zn 2 e Zn 2+. Cátodo se lleva a cabo la reducción: Cu e Cu. 13

14 Pila Daniell 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. La diferencia de potencia eléctrico entre el ánodo y el cátodo se denomina: voltaje de celda fuerza electromotriz (fem) potencial de celda Pilas Galvánicas Diagrama de celda Zn (s) + Cu 2+ (ac) Cu (s) + Zn 2+ (ac) [Cu 2+ ] = 1 M ; [Zn 2+ ] = 1 M Zn (s) Zn 2+ (1 M) Cu 2+ (1 M) Cu (s) ánodo cátodo 14

15 Potenciales de electrodo estándar Voltímetro E 0 celda = 0.76 V Puente salino H2 gaseoso a 1 atm Electrodo de Pt Fem estándar (E 0 celda) E celda = E cátodo - E ánodo Electrodo de Zinc Electrodo de hidrógeno Zn (s) Zn 2+ (1 M) H + (1 M) H 2 (1 atm) Pt (s) E cell = E H /H - E Zn /Zn 0.76 V = 0 - E0 Zn 2+ /Zn E0 Zn 2+ /Zn = V Zn 2+ (1 M) + 2e - Zn E 0 = V Potenciales de electrodo estándar El Potencial de reducción estándar (E 0 ) es el voltaje asociado a la reacción de reducción en un electrodo cuando todos los solutos se encuentran en disolución 1 M y todos los gases se encuentran a 1 atm de presión. H 2 gas a 1 atm Electrodo de Pt Reacción de reducción 2e - + 2H + (1 M) H 2 (1 atm) E 0 = 0 V Electrodo estándar de hidrógeno (ESH) 15

16 Potenciales de reducción estándar a 25ºC Semirreacción Aumento de la fuerza como agente oxidante Aumento de la fuerza como agente reductor El valor de E 0 es para la reacción tal como se escribe Los valores más positivos de E 0 se obtienen para las sustancias con mayor tendencia a reducirse Las semirreacciones de celda son reversibles El signo de E 0 cambia para la reacción inversa La modificación de los coeficientes estequiométricos de la semirreacción no modifica el valor de E 0 * 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 Potencial de reducción. Las pilas producen una diferencia de potencial (ΔE pila ) 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 E catodo > E ánodo. 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. 16

17 Cual es la fem de una celda electroquímica hecha de un electrodo de Cd en una disolución 1,0 M de Cd(NO 3 ) 2 y de un electrodo de Cr en una disolución 1,0 M de Cr(NO 3 ) 3? Cd 2+ (ac) + 2e - Cd (s) E 0 = V Cd es más oxidante Cr 3+ (ac) + 3e - Cr (s) E 0 = V Cd oxidará al Cr Ánodo (oxidación): Cr (s) Cr 3+ (1 M) + 3e - x 2 Cátodo (reducción): 2e - + Cd 2+ (1 M) Cd (s) x 3 2Cr (s) + 3Cd 2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr 3+ (1 M) E celda = E catodo - E anodo E 0 = (-0.74) celda E 0 celda = 0.34 V Termodinámica de las reacciones Redox ΔG = -nfe celda n = número de moles de electrones en la reacción ΔG 0 = -nfe 0 celda F = J V mol = C/mol ΔG 0 = -RT ln K = -nfe 0 celda E 0 RT celda = nf ln K (8.314 J/K mol)(298 K) = ln K n ( J/V mol) E 0 celda E 0 celda = V n = V n ln K log K 17

18 Espontaneidad de las reacciones Redox TABLA 19.2 Relación entre ΔG 0, K, y E 0 celda E 0 celda Negativo Positivo 0 0 Positivo Negativo Reacción en condiciones estándar Favorece la formación de productos Reactivos y productos igualmente favorecidos Favorece la formación de reactivos ELECTRODOS DE HIDRÓGENO. 18

19 POTENCIAL DE LA PILA M n+ + ne - M Vamos a hacer pilas ÁNODO OXIDACIÓN CÁTODO REDUCCIÓN IZQUIERDA DERECHA E PILA >0 E PILA =E CÁTODO -E ÁNODO E CÁTODO > E ÁNODO 19

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 REDUCCIÓN CÁTODO de una posible pila Cuanto menos positivo sea el valor del potencial estándar de una semirreacción, con mayor tendencia se va a dar en él la reacción de OXIDACIÓN Y será el ÁNODO de una posible pila Notación de las células electroquímicas Zn(s) + Cl 2 (g)» Zn 2+ (aq) + Cl - (aq) ÁNODO OXIDACIÓN CÁTODO REDUCCIÓN IZQUIERDA DERECHA y barras para separar: dentro de la semirreacción entre dos semirreacciones Zn(s) Zn 2+ (aq) Cl 2 (g) Cl - (aq) 20

21 Para una reacción electroquímica ΔG= -nfe Para una reacción química ΔG= ΔG 0 + RT Ln K Luego: -nfe = ΔG 0 + RT Ln K Y dividiendo por -nf Siendo ΔGº= -nfeº E= E 0 RT - Ln K nf Cual es la constante de equilibrio para la reacción a 25 0 C? Fe 2+ (ac) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag + (ac) E 0 celda = V n ln K Oxidación: Reducción: 2e - + Fe 2+ 2Ag 2Ag + + 2e - Fe n = 2 E 0 = E Fe /Fe E Ag /Ag E 0 = (0.80) E 0 = V K = exp Ecell 0 n V = exp V V K = 1.23 x

22 Efecto de la concentración sobre la fem de celda Oxid + ne - Red [Red] K= [Oxid] ΔG = ΔG 0 + RT ln K ΔG = -nfe ΔG 0 = -nfe 0 -nfe = -nfe 0 + RT ln K Ecuación de Nernst Si T = 298º K: E = E V n E = E 0 - ln K RT nf ln K E = E V n log K Tendrá lugar la siguiente reacción de manera espontánea a 25 0 C si [Fe 2+ ] = 0.60 M y [Cd 2+ ] = M? Fe 2+ (ac) + Cd (s) Fe (s) + Cd 2+ (ac) Oxidación: Reducción: 2e - + Fe 2+ Cd Cd e - 2Fe n = 2 E 0 = E 0 Fe /Fe E0 2+ Cd 2+ /Cd E 0 = (-0.40) E 0 = V E = E V ln Q n E = V V 2 E = V ln E > 0 Espontánea 22

23 E= E 0 RT - Ln K nf Por K entendemos la relación de concentraciones de un proceso en equilibrio Qué ocurre si una pila está en equilibrio? Cuando el proceso no está en equilibrio, la relación de concentraciones suele representarse como Q Para un proceso del tipo aa + bb + mm + nn + Ecuación de Nerst E= E 0 RT - Ln Q nf Ecuación de Nerst: Relaciona el potencial con las concentraciones 23

24 E= E 0 RT - Ln Q nf Si lo pasamos a logaritmos decimales, y consideramos el proceso a temperatura ambiente (25 ºC, 298ºK) E = E 0-0,059 n log Q Ecuación que se usa normalmente Relación entre ΔGº,, K y Eº celda ΔGº = -nfe nfeºcelda celda ΔGº = -2,303.R.T.log K Eº celda Positivo 0 Negativo 2,303.R.T. E celda º = log K nf ΔGº K Reacción n en condiciones estándar Negativo > 1 Espontánea 0 = 1 Equilibrio Positivo < 1 No espontánea 24

25 Pilas y baterías 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 traves de la batería, que es un dispositivo para convertir energía química en energía eléctrica. Celdas de Concentración Ánodo: Cu(s) Cu 2+ (ac, 0,1M) + 2e - Cátodo: Cu 2+ (ac, 1M) + 2e - Cu(s) Global: Cu 2+ (ac, 1M) Cu 2+ (ac, 0,1M) 25

26 PILAS DE CONCENTRACION Ag/AgNO 3 (c 1 ) // AgNO 3 (c 2 )/Ag c 1 <c 2 Cátodo : Ag + (c 2 ) + 1e Ag ΔE = ΔE Ánodo: Ag Ag + (c 1 ) + 1e 0 ΔE = 0 Reacción neta: ΔE = AgNO 3 (c 2 ) AgNO 3 (c 1 ) 0 RT F RT c1 ln F c2 c ln c 1 2 = RT F c ln c

27 Electroquímica en los organismos vivos Organismos autótrofos: emplean el CO 2 de la atmósfera como única fuente de carbono y construyen todas sus biomoléculas a partir de éste. n CO 2 + n H 2 O + energía Azúcares + n O 2 Organismos heterótrofos: obtienen el carbono de su entorno en forma de moléculas orgánicas relativamente complejas, como la glucosa. Azúcares + n O 2 n CO 2 + n H 2 O + energía Los sistemas biológicos usan estructuras complejas que reducen la energía de activación de las reacciones bioquímicas. El transporte de electrones se realiza mediante reacciones termodinámicamente favorables, acopladas a reacciones que termodinámicamente no lo son (Ej.: separación de cargas o creación de gradientes osmóticos). Cadena de transporte electrónico mitocondrial 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 individuales 2- 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) 27

28 La electroquímica en la vida En 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 MH 2 NAD FMNH 2 2Fe 3+ CoQH 2 E ± M NADH FMN 2Fe 2+ CoQ +H +H 2H + M: Metabolito NAD: Adenosin dinucleótido FMN: Flavinmononucleótido CoQ: Coenzima Q Fe 3+ /Fe 2+ : Hierro unido a una proteína (citocromo) Potenciales eléctricos estandard de algunas sustancias de interés Bioquímico (disoluciones acuosas a 25ºC y ph 7.0) REACCIÓN E 0 ' Ferrodoxina(ox)/ Ferrodoxina(red)cloroplastos -0,432 H + / H NADP + / NADP + H NAD + / NADH + H Piruvato / Lactato Acetaldehido / Etanol Oxalacetato / L-malato Flavoproteina (ox) / Flavoproteina (red) Coenzima Q (ox) / Coenzima Q (red) Citocromo C (ox) / Citocromo C (red) Citocromo oxidasa (ox) / citocromo oxidasa (red) ½O 2 / H 2 O

29 Una celula [K+] 143 mm [Na+] 33.4 mm [Cl-] 11.5 mm [K+] 11mM [Na+] 133mM [Cl-] 144mM [P-] 165 mm [K+] 143 mm [Na+] 33.4 mm [Cl-] 11.5 mm [K+] 11mM [Na+] 133mM [Cl-] 144mM [P-] 165 mm 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 29

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 Potenciales de equilibrio para las concentraciones de Na + y K + en las neuronas 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 30

31 Reacciones de oxidación-reducción Las reacciones ácido-base se 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 electrones Una reacción de transferencia de electrones sería: A ox + B red A red + B ox A ox es la forma oxidada de A (el oxidante) B red es la forma reducida de B (el reductor). Para esta transferencia de electrones pueden considerarse dos semirreacciones: A ox + n e - A red p.ej., Fe e - Fe ++ B ox + n e - B red 31

32 Para cada semirreacción: E = E ' RT/nF (ln [reducida]/[oxidada]) Por ejemplo, para la primera semirreacción: E = E ' RT/nF (ln [A red ]/[A ox ]) 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/FADH 2 (Flavina Adenina Dinucleótido), FMN (Flavina Mono Nucleótido) grupo prostético de algunas flavoproteinas. Es similar en estructura al FAD sin el nucleótido adenina. FMN (como FAD) puede aceptar 2 e H + para formar FMNH 2. 32

33 Complejo I NADH deshidrogenasa Ubiquinona 33

34 Complejo III Citocromo c reductasa 34