Biologia de los microorganismos (2)

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1024 A P É N D I C E 1 
Cálculos a partir de la energía libre
Las energías libres de formación se presentan en la Tabla A1.1. A 
continuación se indica el procedimiento para el cálculo de los 
valores de energía libre.
1. Equilibrio de las reacciones. En todos los casos, es esen-
cial comprobar que la reacción de óxido-reducción aco-
plada está equilibrada. El equilibrio depende de tres cosas:
(a) el número total de átomos de cada clase debe ser idén-
tico a ambos lados de la ecuación; (b) debe haber un equili-
brio iónico, esto es, si se añaden iones positivos o negativos
al lado derecho de la ecuación, la carga iónica total (positiva, 
negativa o neutra) debe estar equilibrada con la carga iónica
del lado izquierdo de la ecuación; y (c) debe existir un equi-
librio en la oxidación-reducción, de manera que, todos los
electrones cedidos por una sustancia deben ser transferidos
a otra sustancia. En general, cuando se equilibran las reac-
ciones se sigue el orden inverso a los pasos indicados. Nor-
malmente, si los pasos (c) y (b) se hacen de forma apropiada, 
el paso (a) es automáticamente correcto.
2. Ejemplos. (a) ¿Cuál es la reacción de equilibrio para la oxida-
ción del H
2
S a SO
4
2– en presencia de O
2
? Primero, se calcu-
lará cuántos electrones están implicados en la oxidación de
H
2
S a SO
4
2–. Esto se puede deducir fácilmente a partir de los
estados de oxidación de los compuestos, utilizando las reglas
anteriormente mencionadas. Como el H tiene un estado de
oxidación de +1, el estado de oxidación del S en H
2
S es –2.
Como el O tiene un estado de oxidación de –2, el estado de
oxidación del S en SO
4
2– es +6 (como es un ion se deben uti-
lizar las reglas 4 y 5 de la sección anterior). Por tanto, la oxida-
ción de H
2
 a SO
4
2– implica a una transferencia de 8 electrones
(de –2 a +6). Como cada átomo O puede aceptar dos elec-
trones (el estado de oxidación del O en O
2
 es cero, pero en
el H
2
O es de –2), esto significa que se requieren dos molécu-
las de oxígeno molecular, O
2
, para proporcionar la suficiente
capacidad de aceptar de electrones. Hasta este punto, sabe-
mos que la reacción requiere 1 H
2
S y 2 O
2
 en el lado izquierdo 
de la ecuación, y 1 SO
4
2– en el lado derecho. Para conseguir el
equilibrio iónico debemos tener dos cargas positivas en el lado
derecho de la ecuación para compensar las dos cargas nega-
tivas del SO
4
2–. Por tanto, se añadirán 2H+ al lado derecho de
la ecuación, y la reacción global quedará del siguiente modo:
H
2
S + 2O
2
 ¡ SO
4
2– + 2H+
Puede comprobarse que esta ecuación también está equili-
brada respecto al número total de átomos de cada clase en 
cada lado de la ecuación.
(b) ¿Cuál es la reacción equilibrada de la oxidación de H
2
S
a SO
4
2– con Fe3+ como aceptor de electrones? Acabamos de 
demostrar que en la oxidación de H
2
S a SO
4
2– se necesita 
una transferencia de ocho electrones. La reducción de Fe3+ 
a Fe2+ solo necesita la transferencia de un electrón, por tanto 
se requerirán 8 Fe3+. La reacción, en este punto, será como 
se indica a continuación:
H
2
S + 8Fe3+ ¡ 8Fe2+ + SO
4
2– (no equilibrada)
En este caso, el equilibrio iónico no es correcto. Tenemos 24 
cargas positivas en la parte izquierda de la ecuación y 14 car-
gas positivas a la derecha (16+ del Fe, 2– del sulfato). Para 
II Estado o número 
de oxidación
1. El estado de oxidación de un elemento en una sustancia ele-
mental (por ejemplo H
2
, O
2
) es cero.
2. El estado de oxidación del ion de un elemento es igual al de
su carga (por ejemplo, Na+ = +1; Fe3+ = +3; O2– = –2).
3. La suma de los números de oxidación de todos los átomos
en una molécula neutra es cero. Así, H
2
O es neutra porque
tiene dos H con +1 cada uno, y un O con –2.
4. En un ion, la suma de los números de oxidación de todos
los átomos es igual a la carga del ion. Así, en el ion OH–, 
O(–2) + H(+1) = –1.
5. En compuestos, el estado de oxidación del O es casi siempre
–2 y el de H es +1.
6. En compuestos del carbono simples, el estado de oxidación
de C se puede calcular sumando los átomos de H y O pre-
sentes y usando los estados de oxidación de estos elemen-
tos como se indica en el punto 5, ya que en un compuesto
neutro la suma de todos los números de oxidación debe ser
cero. Por ejemplo, el estado de oxidación del carbono en el
metano, CH
4
, es –4 (4 H a +1 cada uno = +4); en el dióxido 
de carbono, CO
2
, el estado de oxidación del carbono es +4
(2 O a –2 cada uno = –4).
7. En los compuestos orgánicos con más de un átomo de C,
puede que no sea posible asignar a cada átomo de C un
número de oxidación específico, pero es útil calcular el
estado de oxidación del compuesto en su conjunto. Se uti-
lizan las mismas convenciones. Por tanto, el estado de oxi-
dación del carbono en la glucosa, C
6
H
12
O
6
, es cero (12 H a
+1 = 12; 6 O a –2 = –12) y el estado de oxidación del car-
bono en el etanol, C
2
H
6
O, es –2 cada uno (6 H a +1 = +6; 
un O a –2).
8. En todas las reacciones de oxidación-reducción hay un equi-
librio entre los productos oxidados y reducidos. Para calcu-
lar un equilibrio de oxidación-reducción, se multiplica el
número de moléculas de cada producto por su estado de
oxidación. Por ejemplo, para calcular el equilibrio de oxida-
ción de la fermentación alcohólica (glucosa S 2 C
2
H
6
O +
2 CO
2
), hay dos moléculas de etanol a –4 (con un total de –8) 
y dos moléculas de CO
2
 a +4 (con un total de +8), de modo
que el balance neto es cero. Cuando se diseñan reacciones
modelo es útil calcular los equilibrios redox para estar segu-
ros de que la reacción es posible.
III Cálculo de la producción
de energía libre 
en reacciones hipotéticas
La producción de energía puede calcularse a partir de las ener-
gías libres de formación de los reactantes y productos, o a par-
tir de las diferencias parciales de los potenciales de reducción de 
las reacciones de donador y aceptor de los electrones.
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