Quimica En La Ingenieria.Redox

Tema 14. Equilibrios redox.

1. Reacciones redox. 7. Potencial estándar de una celda.

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La sustancia que capta electrones sufre un proceso de reducción (se reduce): es el agente oxidante. Ecuación neta o global: Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

semirreacción de oxidación: Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e semirreacción de reducción: Cu2+(aq) + 2 e  Cu(s)

2. Número de oxidación (o estado de oxidación).

2. Número o estado de oxidación. 8.

3. Ajuste de reacciones redox. 9.

4. Celdas electroquímicas. 10.

5. Potencial de celda y energía libre de Gibbs. 11.

6. Potencial de reducción estándar. 12.

Potencial y composición de una mezcla. Potencial estándar y constante de equilibrio. Baterías.

Electrolisis.

Corrosión.

1. Reacciones redox.

La electroquímica trata de la conversión de energía eléctrica en energía química y viceversa.

Una reacción de oxidación reducción, o redox, es aquella en la que se produce la transferencia de electrones desde una especie a otra.

• La sustancia que cede o pierde electrones sufre un proceso de oxidación (se oxida): es el agente reductor.

Para identificar qué especie se oxida y qué especie se reduce, es decir, para hacer un seguimiento de los electrones transferidos, se utilizan los números de oxidación o estados de oxidación de cada elemento involucrado en la reacción química.

Basándonos en el estado de oxidación, decimos que:

La oxidación es el proceso en el que algún elemento de una especie química aumenta su estado de oxidación (por cesión de electrones).

La reducción es el proceso en el que algún elemento de una especie química disminuye su estado de oxidación (por captación de electrones).

Agente oxidante: especie que capta electrones haciendo aumentar el número de oxidación de otra especie (oxidándola).

Agente reductor: especie química que cede electrones, haciendo disminuir el estado de oxidación de otra especie (reduciéndola).

En toda reacción redox, las semirreacciones de oxidación y reducción tienen lugar simultáneamente. El número de electrones cedidos por el agente reductor es igual a los ganados por el agente oxidante.

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Resumen TEMA 14. Equilibrios redox. Química. 1o GIE.

3. Ajuste de ecuaciones redox.

Utilizaremos el método de las semirreacciones o método del ión-electrón.

Los pasos a seguir, en el caso de una reacción redox en medio ácido, son los siguientes:

 Escribir la ecuación para las semirreacciones de oxidación y de reducción.

 En cada semiecuación:

• Ajustar los átomos de todos los elementos menos el H y el O. • Ajustar el O añadiendo agua.

• Ajustar el hidrógeno añadiendo H+.

• Ajustar las cargas añadiendo electrones.

 Si es necesario, igualar el número de electrones en las semiecuaciones de oxidación y de reducción, multiplicando una o ambas semiecuaciones por el número entero apropiado.

 Sumar las semiecuaciones y cancelar las especies comunes a ambos lados de la ecuación neta.

 Comprobar que el número de átomos y de cargas están ajustados.

Si es necesario, añadimos las especies que no intervienen en el proceso redox, reorganizamos, y

escribimos la ecuación molecular.

EJERCICIO: Ajuste la siguiente ecuación redox en medio ácido:

KMnO4(aq) + H2C2O4(aq)  Mn2+(aq) + CO2(g) (medio ácido de sulfúrico)

Primero identificamos las especies que intervienen en el proceso redox, es decir, las que se oxidan o reducen. Para ello, se asignan números de oxidación a cada elemento en ambos miembros de la ecuación química y vemos cuáles de ellos son diferentes a un lado y a otro de la ecuación. En el ejemplo, tenemos Mn(VII) en la especie permanganato que pasa a Mn(II), es la especie que se reduce. Necesariamente, alguna otra especie ha de oxidarse: tenemos C(III) en el ácido oxálico, que pasa a C(IV) en el dióxido de carbono, CO2.

• Escribimos las semirreacciones de reducción y oxidación:

semirreacción de reducción: MnO4  Mn2+

semirreacción de oxidación: C2O42  CO2

(se ha puesto anión oxalato en vez de ácido oxálico por comodidad, ya pondremos los H+ al final).

• Ajustar todos los átomos de todos los elementos a exceptión de O e H. semirreacción de reducción: MnO4  Mn2+

semirreacción de oxidación: C2O42  2 CO2

• Ajustar el O añadiendo agua.

semirreacción de reducción: MnO4  Mn2+ + 4 H2O semirreacción de oxidación: C2O42  2 CO2

• Ajustar el hidrógeno añadiendo H+.

semirreacción de reducción: MnO4 + 8 H+  Mn2+ + 4 H2O semirreacción de oxidación: C2O42  2 CO2

• Ajustar las cargas añadiendo electrones.

semirreacción de reducción: MnO4 + 8 H+ + 5e  Mn2+ + 4 H2O semirreacción de oxidación: C2O42  2 CO2 + 2e

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Resumen TEMA 14. Equilibrios redox. Química. 1o GIE.

(recordar que, en la semirreacción de reducción, los electrones han de escribirse en el primer miembro de la ecuación, mientras que en la semirreacción de oxidación aparecen en el segundo miembro de la ecuación).

• Si es necesario, igualar el número de electrones en las semiecuaciones de oxidación y de reducción, multiplicando una o ambas semiecuaciones por el número entero apropiado.

semirreacción de reducción: (MnO4 + 8 H+ + 5e  Mn2+ + 4 H2O)  2

semirreacción de oxidación: (C2O42  2 CO2 + 2e)  5 (se transfieren en total 10 e)

• Sumar las semiecuaciones y cancelar las especies comunes a ambos lados de la ecuación neta. Suma: 2MnO4 +5C2O42 +16H+ +10e 2Mn2+ +10CO2 +8H2O+10e

Suma: 2MnO4 +5C2O42 +16H+ +10e 2Mn2+ +10CO2 +8H2O+10e

(en realidad, los electrones en la suma no suelen escribirse)

Esta es la reacción global en forma iónica: 2 MnO4 + 5 C2O42 + 16 H+  2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O Ahora introducimos las especies que no intervienen en el proceso redox:

• Como el reactivo es KMnO4, sumamos 2 K+ a ambos miembros de la ecuación. 2KMnO4 +5C2O42 +16H+ 2Mn2+ +10CO2 +8H2O+2K+

• Como el otro reactivo es H2C2O4, reorganizamos los H+, poniendo 10 como ácido oxálico. 2KMnO4 +5H2C2O4 +6H+ 2Mn2+ +10CO2 +8H2O+2K+

• Puesto que en el enunciado dice “medio ácido de sulfúrico”, los demás H+ los ponemos en forma

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