Capítulo 13

SISTEMAS DE OXIDACION-REDUCCION

POTENCIAL DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

CONCENTRACIÓN DE IONES HIDRÓGENO

EN ,LDS PROCESOS , DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

CURVAS DE VALORACIÓN DE LOS SISTEMAS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN POR ETAPAS Y

EMPLEO DE MEDIADORES DE POTENCIAL

IMPORTANCIA DE LOS SISTEMAS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

EN FARMACIA

POTENCIAL DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Y

ACCIÓN FARMACOLÓGICA

Los electrodos estudiados en el capítulo 12 pueden estar formados por: 1) un metal en equilibrio con una disolución de sus iones, 2) un gas en equilibrio con sus iones y 3) una disolución de los iones de una sustancia en dos estados diferentes de oxidación. Aunque en cada semielemento tiene lugar, fundamentalmente, una reacción de oxidación‑reducción, sólo se conocen, en general, como electrodos de oxidación-reducción los del tercer grupo, formados por un electrodo inerte sumergido en una disolución de iones en la que están presentes las formas oxidada y reducida. En este capítulo se estudiarán los sistemas de oxidación-reducción de interés biológico y farmacéutico.

Potencial de oxidación-reducción. El término potencial de oxidación-reducción, o potencial redox, se refiere al potencial que se establece entre un electrodo inerte, por ejemplo, de platino o de oro, y una disolución de las formas oxidada y reducida de un ion.

La oxidación consiste en una pérdida de electrones, y la reducción en una ganancia de electrones; la ecuación de oxidación-reducción se escribe así:

[1]

en donde Rd representa el estado reducido y Ox el estado oxidado del ion. El hierro ferroso puede oxidarse al estado férrico de varios modos, como, por ejemplo:

Cuando un electrodo de platino, que no interviene en la reacción, sino que actúa simplemente como un conductor eléctrico, se sumerge en una disolución que contiene iones Ti++ y Ti+++, y este semiele­mento se conecta, á través de un puente salino, a un electrodo normal de hidrógeno, puede determinarse el potencial de oxidación-reducción del sistema. Esta pila se representa de la forma siguiente:

Pt Ti++, Ti+++ H3O+ (aH3O+ = 1) H2 (1 atm), Pt

y las fracciones de cada uno de los semielementos son:

Izquierda (oxidación)  Ti++Ti+++ + e

Derecha (reducción)    H3O+ e½H2 + H2O

La suma de las reacciones de los electrodos de la derecha y de la izquierda constituyen la reacción neta de la pila para la oxidación del titanio

Ti++ + H3O+ = Ti+++ + ½H2 + H2O

Para calcular la f.e.m. de la pila se aplica la ecuación dada en el capítulo anterior:

Como en el electrodo normal de hidrógeno la actividad de los iones hidrógeno es 1,00 y la presión del gas hidrógeno es 1 atm, de aquí que estos términos no aparezcan en la xidació. Por tanto, el potencial de xidación-reducción de un semielemento o electrodo que contenga iones en los estados reducido y oxidado será

[2]

El término Eh se emplea, generalmente, para designar el potencial de oxidación‑reducción del electrodo. El subíndice h indica que el valor obtenido es con respecto al potencial normal de oxidación del electrodo de hidrógeno. En esta ecuación [2], E° es el potencial normal de oxidación-reducción del sistema, que es igual a Eh cuando la razón Ox/Rd es la unidad, pues 1n 1=0, n es la diferencia existente en el número de electrones de los estados oxidado y reducido; y, finalmente, Ox y Rd representan las actividades de la sustancia en las formas oxidada y reducida, respectivamente.

A una temperatura de 25 °C, para una transferencia de un electrón (n =1), la ecuación anterior será:

[3]

y cuando se transfieren dos electrones,

[4]

En la tabla 1 se indican los potenciales normales a 25 °C para la reacción de oxidación de algunos sistemas de oxidación-reducción. Los de la parte superior de la tabla son los que se oxidan con más facilidad (buenos agentes reductores), mientras que los del final de la misma son los más fáciles de reducir (buenos agentes oxidantes).

TABLA 1

Potenciales normales de oxidación, a 25 °C, de algunos sistemas inorgánicos de oxidación-reducción

Sistemas de oxidación- reducción

Reacción

E0 (voltios)

Cr++, Cr+++

Cr++= Cr++++ e

+ 0,41

T++, T+++

Ti++=T++++e

+0,37

Sn++, Sn++++

Si,++= Sn+''`"+'+2e

-0.154

Cu+, Cu++

Cu+=Cu+++e

-0.167

Fe (CN)6- - -, Fe(CN)6- - -

Fe (CN)6- - - =Fe(CN)6- - - +e

-0.356

MnO4- -1 MnO4-

MnO4-- =MnO4- +e

-0.564

Fe++, Fe+++

Fe++= Fe++++ e

-0.771

Hg2++, Hg++

FIg2++= 2Hg+++ 2e

-0.92

Tl+4-, TI-'++

Tl+=Tl++++2e

-1.25

Ce+++, Ce++++

Ce+++=Ce+++++e

-1.61

Pb++, Pb++++

Pb++=Pb+++++2e

-1,75

Co++, Co+++

Co++=Co++++e

-1,824

Ejemplo 1. Calcúlese el potencial de oxidación‑reducción de una disolución que contiene hierro, en las concentraciones: aFe++=0,01 y aFe,+++=0,1 a 25 °C. El valor de en la tabla 1 es de -0,771 V.

La reacción de oxidación es

Fe++ (a=0,01) Fe+++ (a=0,1) +e

y

El signo algebraico de los potenciales de oxidación‑reducción puede ser positivo o negativo, como se indicó para los potenciales de los semielementos en el capítulo 12.

Concentración de iones hidrógeno en los procesos de oxidación-reducción. La concentración de iones hidrógeno debe tenerse en cuenta en ciertas reacciones de oxidación‑reducción, tales como:

Mn++ + 6H2O = Mn02 + 4H3O+ + 2e


pues aquí el potencial de oxidación-reducción a 25 °C es:

que demuestra la influencia de la actividad de los iones hidrógeno sobre Eh.

Un gran número' de reacciones orgánicas reversibles, dé oxidación-­reducción, del tipo de la quinona, implican el equilibrio ácido‑basé y, por tanto, están influenciadas por los iones hidrógeno. Como. se vio en la página 334, la reacción hidroquinona‑quinona se representa así:

H2Q + 2H2O = Q + 2H3O+ + 2e

hidroquinona quinoria

(reductor)   (oxidante)

y su potencial es

o, en. general, [5]

                       

en donde se observa que si se incrementa la actividad del ion hidró­geno ó se disminuye el pH, se reduce el valor .de Eh. Si se mantiene constante el pH del sistema, el último término de, la ecuación [5] puede combinarse con , obteniéndose así un potencial tipo, o normal, característico del sistema para una actividad fija de iones hidrógeno o un pH determinado:

[6]

TABLA 2

Potenciales normales de oxidación, para determinados pH, de algunos sistemas de oxidación-reducción

Sistemas de oxidación- reeducción

E0' voltios

pH

Temperatura

Riboflavina

+0,208

7,0

30°

+0,117

5,0

30°

Indigo trisulfonado

+0,081

7,0

30°

Azul de metileno

-0,011

7,0

30°

Acido ascórbico

-0,115

5,20

30°

  -0,136

4,58

30°

2,6-Diclorofenol indofenol

-0,217

7,0

30°

Citocromo c

-0,256

6,77

30°

Vitamina K1

-0,363

0,2 N HCl

20°

y 95 % alc.

Adrenalina (epinefrina)

-0,380

7,0

30°

-0,791

0,29

30°

Acido homogentísico

-0,570

1.98

25°

En la tabla 2 se han recogido los potenciales normales de oxidación-­reducción de algunos sistemas orgánicos de importancia en Farmacia y en las ciencias biológicas, junto con el pH al que fueron determina­dos. ANDERSON y PLANT1  han publicado una extensa tabla de poten­ciales de oxidación‑reducción.

Curvas de valoración de los sistemas de oxidación-reducción. Un sistema de oxidación‑reducción orgánico o inorgánico puede valo­rarse colocando la disolución en una pila formada por un electrodo de platinó y otro de calomelanos, como electrodo de referencia. _ La valoración potenciométrica se realiza añadiendo cantidades conocidas de un fuerte agente reductor, por ejemplo, cloruro titanoso, a una disolución amortiguada de la forma oxidada del compuesto o, recíprocamente, para valorar la forma reducida, puede añadírsele un agente oxidante fuerte, tal como el sulfato cérico o dicromato potásico. Si se emplea como referencia el electrodo de calomelanos 1 N, para obtener, a 25 °C, el potencial Eh, en cualquier etapa de valoración, se resta el valor 0,2800 V de la f.e.m. de la pila Epila.. En la figura 1 pueden verse las curvas que se obtienen al representar el potencial Eh del electrodo inerte, en ordenadas, en función del volumen del agente reductor o de la reducción por ciento, en abscisas. Cuando el sistema se reduce en un 50%, Ox/Rd =1 y Eh = E°' para una actividad determinada de iones hidrógeno. Las pendientes de las curvas dependen de los valores de n, y la situación de cada curva en la vertical sobre la gráfica depende del valor de E°. Se dice que los sistemas de oxidación‑reducción están equilibrados al máximo cuando se encuentran en estado de semirreducción, del mismo modo que los sistemas ácido‑base presentan la máxima capacidad amortiguadora en la semineutralización. Un sistema que se resista a las variaciones de Eh, al añadir agentes oxidantes o reductores, posee una buena acción equilibradora o compensadora de oxidación-reducción.

Los indicadores de oxidación-reducción que, en general, son coloreados en la forma oxidada e incoloros en la forma reducida, se emplean para determinar el punto final de las volumetrías de oxidación-reducción, y algunos de ellos pueden utilizarse también para obtener el potencial actual de los sistemas biológicos. En la tabla 2 se encuentran algunos de los indicadores de uso más generalizado. Un indicador de oxidación-reducción es de útil aplicación dentro del estrecho intervalo de E°' ± 0,059 V, cuando n es la unidad. Para cubrir la escala de potenciales de todos los sistemas biológicos se necesita un gran número de indicadores que abarquen un amplio campo de potenciales, tales como el diclorofenol indofenol, el azul de metileno y el índigo trisul­fonado. Por otra parte, los indicadores empleados en análisis químicos deben tener potenciales negativos grandes, y por esto sólo se precisa un número limitado de ellos. Así, la sal sulfónica ácida de la difenilamina es uno de los indicadores que más se emplea en análisis volumétrico, ya que cambia de incoloro a violeta, a un potencial aproximado de -0,75 V.

Oxidación-reducción en etapas y empleo de los mediadores de potencial. Algunas reacciones de oxidación-reducción se verifican por etapas, sobre todo cuando n, diferencia de electrones entre los estados oxidado y reducido, es grande. Las reacciones de oxidación-reducción en muchos compuestos orgánicos suponen la transferencia de dos electrones, que pueden ser transferidos simultáneamente o en etapas sucesivas. Si este intercambio se realiza en dos etapas, la curva de valoración de oxidación presentará dos puntos de equivalencia, y será similar a la de valoración de un ácido dibásico, como, por ejemplo, la de H2C03 con la base fuerte NaOH.

Cuando n es grande, la reacción de oxidación-reducción puede ser lenta, y la medida del potencial será dudosa, debido a que no se alcanza un verdadero equilibrio del sistema reversible. En estas circunstancias se debe añadir una pequeña cantidad de un indicador u otro agente que se oxide o se reduzca con facilidad, y que acelere el alcance del equilibrio, denominándose estas sustancias mediadores de potencial. Así, el Ti+++ y el I3- reaccionan lentamente, pero en presencia de algunos de los indicadores que captan uno a uno los electrones del Ti+++ y los ceden por parejas al ion triyoduro, la reacción transcurre con más rapidez 2.

Importancia de los sistemas de oxidación-reducción en Farmacia. Entre los compuestos farmacéuticos que son afectados de una manera significativa por los procesos de oxidación y reducción, se encuentran, principalmente, las grasas y los aceites, el ácido ascórbico, la vitamina K, las vitaminas del grupo B, la adrenalina y la morfina. Aquí se citará sólo un número limitado de ejemplos para poner de manifiesto la clase de, estudios de oxidación-reducción que puede llevarse a cabo en los compuestos medicinales. En el capítulo 17 se estudia la cinética de algunas reacciones de oxidación.

El ácido ascórbico se oxida lentamente en disolución acuosa, pero de modo reversible, dentro de un intervalo de pH de 5 a 7, según la reacción:

En disolución alcalina (por encima de pH 7,5), este compuesto se escinde rápida e irreversiblemente para formar productos de descomposición, entre los que se encuentran el ácido dicetogulónico, que es un agente reductor más fuerte que el ácido ascórbico, y el color de la disolución cambia desde el amarillo hasta el rojo, pasando por el naranja 3.

BALL 4 encontró que añadiendo una pequeña cantidad de un mediador de potencial, como la tionina o el azul de metileno, que tienen un potencial normal similar al del ácido ascórbico, se puede obtener un sistema termodinámicamente reversible. En esta reacción de oxidación-reducción, en la que intervienen dos electrones, si se emplea un agente oxidante y un mediador adecuado y se amortigua bien la disolución en la zona ácida, se obtiene el valor de E°' a partir de Eh en el punto en que se ha oxidado el 50 % del compuesto. Así, se ha comprobado que a un pH de 4,58 y una temperatura de 30 °C, el valor de E°' para el sistema ácido ascórbico es ‑ 0,1364 V.

Para poder obtener el potencial normal de este sistema de oxidación-reducción, es necesario tener en cuenta las siguientes etapas de ionización del ácido ascórbico dibásico:

[7]
[8]

La concentración total [CRd] de la forma reducida, es decir, del ácido .ascórbico en disolución, es:

[CRd] = [H2A] + [HA-] + [A--]

y sustituyendo las expresiones de [HA] y [A--], obtenidas de las ecuaciones [7] y [8], sin tener en cuenta las diferencias entre actividades y concentraciones para H2A, HA- y A---, se obtiene:

o [10]

La ecuación del potencial de oxidación‑reducción del ácido ascórbico, al igual que la de la mayor parte de los sistemas orgánicos, es la misma que la del sistema hidroquinona-quinona, dada en la página 334. Y para el caso que se está considerando, se puede poner:

[11]

Sustituyendo [H2A] de la ecuación [11] por su valor equivalente de la ecuación [ 10], se obtiene:

[12]

En disolución ácida, en la que el sistema ácido ascórbico funciona reversiblemente, a2H30+ es grande comparado con K1 y K2, y la ecuación [12] se reduce a:

[13]

Pasando la concentración de iones hidrógeno a pH, y los logaritmos naturales a decimales, se obtiene, para la temperatura de 30 °C, la ecuación:

o [14] [15]

Ejemplo 2. BALL valoró una disolución 0,002 M de ácido ascórbicó con el agente oxidante ferricianuro potásico 0,04 M K3Fe(CN)6. La disolución fue regulada con la disolución amortiguadora de acetato 0,1 M, a un pH 4,58 y se añadió tionina aproximadamente 0,001 M como mediador del potencial.  La temperatura era de 30 °C.

El valor obtenido para Eh, cuando el reductor, ácido ascórbico, fue oxidado en un 80,75 % era de -0,1552 V. Calcúlese ' y E°.

A partir de las ecuaciones [ 14] y [ 15 ] se tiene que,

E°' =E° + 0,06 pH

0

          E°=E°’ - 0,06 pH

En esta disolución, de acidez moderada, puede emplearse, como primera aproximación, la ecuación [15], escrita en la forma:

entonces

Para obtener un valor más exacto de debería emplearse la ecuación [12]. El valor de K1 a 30 °C es 9,1 x 10-5, y el de K2 es del orden de 3 x 10-12, es decir, tan pequeños que no es necesario tenerlos en cuenta. Por tanto, a partir de la ecuación [12].

y a 30°C

=E°'+0,03 log (a2H30++K1 aH30+)

= -0,1364+0,03 log [(2,63 x 10-5)2+(9,1 x 10-5) (2,63 x 10-5)]

=-0,1364-0,2553=-0,3917 V

Una determinación potenciométrica para obtener el potencial normal puede llevarse a cabo, en aquellos casos en que se mantiene constante la razón [Ox]/[CRd], sustituyendo en la ecuación [14] los valores de Eh medidos a distintos pH. Por un procedimiento similar a éste, BALL 4 encontró que para el sistema del ácido ascórbido es -0,3895 V a 30 °C.

BALL y CHEN 5 estudiaron la reacción de oxidación-reducción de la adrenalina y de compuestos afines, empleando un aparato especial para la valoración potenciométrica de pequeños volúmenes de disolución. Para ello, la adrenalina natural y la sintética se oxidaron con sulfato cérico en disolución sulfúrica de pH 0,29 a 30 °C. El valor de E°' á este pH era de -0,7906, y estos investigadores, mediante la ecuación [14], obtuvieron para el valor de -0,8078 V. A consecuencia de la inestabilidad de la forma oxidada de este medicamento, sólo se lograron resultados satisfactorios en disoluciones fuertemente ácidas.

Como el sistema de oxidación‑reducción de la adrenalina es extre­madamente inestable a pH 7,4, los líquidos biológicos mantienen esta importante hormona en su forma reducida, con el fin de evitar su rápida destrucción, por oxidación, en el interior de los tejidos. El bisulfato sódico, el ácido ascórbico y otros agentes reductores pueden emplearse para conservar las disoluciones de adrenalina.

Como se pone de manifiesto en la tabla 3, los potenciales de oxidación-reducción guardan relación con la estructura química, pues cuanto mayor sea la facilidad con que la forma reducida pierde electrones para pasar a la oxidada, mayor será su acción reductora. Así, el pirogalol es un agente reductor más fuerte que la pirocatequina, como lo refleja su valor más positivo de E°, debido a la existencia de un hidroxilo más en la molécula del pirogalol.

TABLA 3

Potenciales normales de oxidación de algunos compuestos de análoga configuración *

Potencial de oxidación‑reducción y acción farmacológica. A continuación se hace una breve referencia a los resultados obtenidos por ALBERT 6 al estudiar la relación existente entre el potencial redox y la acción farmacológica. Según dicho autor, la acción del antimonio y del arsénico, sobre uno de los tripanosomas, es interferida por colorantes cuyos potenciales de oxidación-reducción están comprendidos en el intervalo de -0,120 a + 0,060 V, y la máxima actividad se manifiesta a un potencial aproximado de -0,01 V. Otro ejemplo de interferencia redox, también considerado por ALBERT, es el que la acción antibacteriana de la acriflavina sobre el E. coli es inhibida por la riboflavina por el azul de metileno. En este caso, probablemente el medicamento acriflavina inhibe a varias enzimas y, de este modo, bloquea ciertos procesos metabólicos del organismo. Pero cuando se añaden agentes redox activos, como la riboflavina y el azul de metileno, éstos cortan el circuito de la acción farmacológica, por encargarse ellos de realizar el trabajo de los sistemas enzimáticos inhibidos. Muchos otros estudios, aparte los indicados a lo largo de estas líneas, han permitido evaluar la importancia de la oxidación-reducción en la acción farmacológica.

 

BIBLIOGRAFIA

1. L. ANDERSON y G. W. E. PLANT, en H. A. LARDY: Respiratory Enzimes, Burgess Publishing Co., Minneápolis, 1949, Cap. 4.
2. P. A. SHAFFER: J. Phys. Chem. 40, 1021, 1936.
3. VON R. DOLDER: Pharm. Acta. Helv. 27, 54, 1952.
4. E. G. BALL: I. Biol. Chem. 118, 219, 757, 1937.
5. E. G. BALL y T. T. CHEN: J. Biol. Chem. 102, 691, 1933.
6.A. ALBERT : Australian J. Sci. 9, 171, 1947.

PROBLEMAS

1.       Una disolución contiene Fe+++ y Fe++ en la proporción aFe..+++/ aFe++. de 1/10. Calcúlese Ehl, a 25 °C.

Resultado: -0,712 V.

2. BALL y CHEN 5 oxidaron una disolución 0,002 M de adrenalina con una disolución de sulfato cérico 0,002 N, en presencia de ácido sulfúrico 0,5 M. El pH de la disolución era de 0,29, y la temperatura de 30 °C.

a) Cuando se oxidó el 39,86% de adrenalina [Ox]=39,86 y el 60,14% restante estaba en la forma reducida, [ Rd] = 60,14, el Eh observado era de - 0,7850 V.

b) Cuando [Ox] = 71,5 % y [Rd] = 28,5 %, el Eh observado era de -0,8030 V. Calcúlese E°' en cada uno de los casos.

Resultado: a) '= - 0,7904.

b) E°'= - 0,7910.

3. En el problema 2 y en la tabla 2 se observa que el valor de E°' para la adrenalina, a 30 °C y pH 0,29, es de -0,791. El potencial de oxidación del sistema puede representarse, en esta disolución fuertemente ácida, por la ecuación [14], en donde '=E°+ 0,06 pH. Calcúlese E° para la adrenalina empleando estos datos.

Resultado: E°= - 0,808.

4. a) En la oxidación del ácido ascórbico con ferricianuro potásico a 30 °C, el valor de Ehl, observado, cuando el ácido ascórbico se había oxidado en un 35,43% fue -0,1284 V. b) El valor de Eh observado cuando el ácido ascórbico se había oxidado en un 90,79% fue -0,1670. Calcúlese E°' para cada uno de los dos casos, y c) empleando el valor medio de E°’ así obtenido, calcúlese para una disolución amortiguadora a un pH 4,58. K1 para el ácido ascórbico a 30 °C es 9,1 x 10-5. K2 es insignificante y puede despreciarse.

Resultado: a) E°'= -0,1362.

b) E°' = -0,1371.

c) = -0,3920.

5. En la determinación de ácido ascórbico en el zumo de naranja, BALL 4 valoró 10 ml de dicho zumo con ferricianuro potásico 0,01 N, en presencia de 40 ml de un regulador de acetato que contenía tionina 0,001 M como mediador de potencial. La disolución de ferricianuro fue contrastada frente a un ácido ascórbico de referencia, comprobándose que cada mililitro de la disolución de ferricianuro era equivalente a 0,87 mg del ácido ascórbico en el zumo de naranja. Sabiendo que para alcanzar el punto final de la valoración fueron necesarios 6,8 ml de ferricianuro, ¿cuál será la cantidad de ácido ascórbico existente en 100 ml de la muestra de zumo analizada?

Resultado :59,2 mg.