Oxido Reduccion

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

CONTENIDOS.

1.- Estado de oxidación.

2.- Concepto de oxidación y reducción.

2.1. Oxidantes y reductores.

3.- Ajuste de ecuaciones redoxpor el método del ión-electrón. Estequiometría.

3.1. Reacciones en medio ácido.

3.2. Reacciones en medio básico.

4.- Valoraciones de oxidación-reducción.

5.- Pilas electroquímicas (células galvánicas).

5.1. Tipos de electrodos.

5.2. Pilas Daniell

5.3. Pilas y baterías comerciales.

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

6.1. Determinación del voltaje de una pila electroquímica.

6.2. Electrodo de hidrógeno. Pilas con hidrógeno.

6.3. Espontaneidad de los procesos redox.

7.- Electrólisis.

7.1. Aplicaciones.

7.2. Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.

7.3. Ecuación de Faraday.

8.- Aplicaciones industriales de procesos redox:

8.1. Electrólisis del cloruro de sodio.

8.2. Siderurgia y obtención de metales.

8.3. Corrosión.

8.4. Protección catódica.

ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) (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 elec-trones 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.

Principales estados de oxidación.

• Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.

• El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.

• El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos y +1 en el resto de los casos que son la mayoría.

• Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.

Ejemplos

CO2: el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más elec-tronegativo que él. Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que supo-ner 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.

Ejemplo de cálculo de estados de oxidación (E.O.).

Calcular el E.O. del S en ZnSO4 E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;

+2 + E.O.(S) + 4 (–2) = 0  E.O.(S) = +6

Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.

DEFINICIÓN DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.

El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incre-mentaba la proporción de átomos de Oxígeno.

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

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 re-ducción. 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 (reduc-ción).

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.

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Ejemplo:

Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2 es una reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción.

Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).

Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e– con el O a compartir los 4 electrones).

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

Ejercicio A (Selectividad. Madrid Previo 1998):

Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de que tipo son: a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco. b) Carbonato cálcico más calor. c) Cloro más sodio. d) Ácido sulfúrico más zinc metal. 

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)

Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: (Zn, Ag+, NO3–, Zn2+, Ag)

Oxidación: Zn  Zn2+ + 2e–

Reducción: Ag+ + 1e–  Ag

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+ +

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