Apuntes Redos

EQUILIBRIOS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (REDOX)

1.- Estado de oxidación.

2.- Concepto de oxidación y reducción.

3.- Ajuste de ecuaciones redox por el método del ión-electrón.

3.1. Reacciones en medio ácido.

3.2. Reacciones en medio básico.

4.- Valoraciones de oxidación-reducción.

5.- Pilas electroquímicas (células galvánicas).

6.- Potenciales de reducción estándar. Escala de potenciales.

6.1. Electrodo de hidrógeno. Pilas con hidrógeno.

6.2. Espontaneidad de los procesos redox.

7.- Electrólisis.

7.1. Aplicaciones.

7.2. Comparación de pilas y cubas electrolíticas.

7.3. Ecuación de Faraday.

8.- Aplicaciones industriales de procesos redox: 8.1. Corrosión.

8.2. Protección catódica.

2o BACHILLERATO QUÍMICA

1.-ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) ( NÚMERO DE OXIDACIÓN).

“Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos, es decir, considerando todos los enlaces covalentes polares como si en vez de tener fracciones de carga tuvieran cargas completas”.

En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.

El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide. Ejemplos

CO2: el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2” , E.O. (C) = +4; E.O. (O) = – 2. El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O).

Cálculo de estado de oxidación (E.O.).

La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0 y de un ion es igual a su carga eléctrica.

2.-DEFINICIÓN DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.

El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la

proporción de átomos de Oxígeno.

Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.

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Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno. Se utilizan las siguientes definiciones:

• OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).

• REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).

Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

Ejemplos:

a) Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, de manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica: a) Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación); b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción).

b) Igualmente, al introducir una lámina de cinc en una disolución de Pb(NO3)2, ésta se recubre de una capa de plomo: Zn → Zn2+ + 2e– (oxidación); Pb2+ + 2e– →Pb (reducción).

c) Al añadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se desprende H2(g) que, al ser un gas inflamable, produce una pequeña explosión al acercarle un cerilla encendida.

OXIDANTES Y REDUCTORES

• OXIDANTE: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.

• REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.

Ejemplo:

Reacción: Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2Ag Oxidación: Zn (reductor) → Zn2+ + 2e– Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag

3.-AJUSTE DE REACCIONES REDOX (MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN)

Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).

Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el no de e– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.

Etapas en el ajuste redox Ejemplo:

Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.

Zn(0) → Zn(+2); Ag (+1) → Ag (0)

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Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el no de átomos: (Zn, Ag+, NO –, Zn2+, Ag)

Oxidación: Zn → Zn2+ + 2e– Reducción: Ag+ + 1e– → Ag

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Tercera: Ajustar el no de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan.

En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2. Oxidación: Zn → Zn2+ + 2e–

Reducción: 2Ag+ + 2e– → 2Ag

R. global: Zn + 2Ag+ + 2e– → Zn2+ + 2Ag + 2e–

Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo

las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox (en el el

ejemplo, el ion NO –) y comprobando que toda la reacción queda ajustada: 3

Zn+2AgNO3 →Zn(NO3)2 +2Ag

Si la reacción se produce en disolución acuosa, aparecen iones poliatómicos con O (ej

SO 2–), y el ajuste se complica pues aparecen también iones H+, OH– así como moléculas de 4

H2O.

3.1.-Ajuste redox en medio ácido.

En medio ácido los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua (los que se ganen en la oxidación provienen del agua). Los átomos de H provienen del ácido.

Ejemplo:

KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O. +1+7–2 +1+6–2+1–1 +2+6–2 0 +1+6–2 +1–2

KMnO4 +H2SO4 +KI→MnSO4 +I2+K2SO4 +H2O Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:

Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el no de átomos:

Oxidación: 2 I– → I2 + 2e–

Reducción:MnO– +8H+ +5e– →Mn2+ +4HO

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Los4átomosdeOdelMnO– hanidoapararalHO,peroparaformaréstasehan

necesitado además 8 H+.

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Tercera: Ajustar el no de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:

Oxidación: 5 x (2 I– → I2 + 2e–) Reducción:2x(MnO– +8H++5e–→Mn2++4HO

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Reac.global:10I–+2MnO– →5I +2Mn2++8HO+16H+ 422

Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente

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