Reacciones de transferencias

de electrones

5. Ajustar reacciones de oxidación-reducción y aplicarlas a problemas

estequiométricos. Saber el significado de potencial estándar de reducción

de un par redox, predecir, de forma cualitativa, el posible proceso entre

dos pares redox y conocer algunas de sus aplicaciones como la

prevención de la corrosión, la fabricación de pilas y la electrólisis.

• Se trata de saber si, a partir del concepto de número de oxidación,

reconocen este tipo de reacciones mediante el cambio en el número de

oxidación, indicando el oxidante, el reductor, la especie que se

oxida y la que se reduce,, las ajustan empleando semireacciones en

medio ácido o básico, en forma molecular o iónica, con una sola

especie que se oxide o reduzca entre los oxidantes (O2, Cl2, Cu2+,

Ag+, NO3–, CrO4

2–, Cr2O72–, MnO4

–) y los reductores (C, S, H2, Zn, Mg,

Fe2+, Sn2+, Cu+,: NO2–, SO3

2–, C2O42–, CO, NO, SO2), y las aplican a la

resolución de problemas estequiométricos y al cálculo de cantidades de

sustancias intervinientes en procesos electroquímicos (deposición de

metales, electrolisis del agua o de sales fundidas).

• También si, empleando las tablas de los potenciales estándar de reducción de un

par redox, predicen, de forma cualitativa, la posible evolución de estos procesos

interpretando datos de potenciales redox y usándolos para predecir el

sentido de reacciones en las intervengan, así como la estabilidad de unas

especies químicas respecto a otras, comprobando experimentalmente el

poder oxidante o reductor de unas especies frente a otras (

• metales frente a ácidos oxidantes o no oxidantes, Cu + HCl o HNO3

• metales frente a disoluciones de cationes metálicos). Cu + Zn SO4

• También se evaluará si conocen y valoran la importancia que, desde el punto de

vista económico, tiene la prevención de la corrosión de metales y las soluciones a

los problemas ambientales que el uso de las pilas genera

• Asimismo deberán describir los procesos electroquímicos básicos implicados en

la fabricación de cinc o aluminio en el Principado de Asturias.

• Asimismo, debe valorarse si son capaces de describir los elementos e interpretar

los procesos que ocurren en las CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS Y EN LAS

ELECTROLÍTICA, mediante experiencias tales como: la construcción de una pila

Daniell, la realización de procesos electrolíticos como deposiciones de metales, la

electrolisis del agua, etc.

• Oxidantes

O2, Cl2, Cu2+, Ag+, NO3–, CrO4

2–, Cr2O72–, MnO4

–

Se reducen O2/H2O

Cl2 / Cl-

Cu2+/ Cu

Ag+/Ag

NO3– / NO2 NO N2

CrO42– / Cr3+

Cr2O72– /Cr3+

MnO4– / Mn2+ MnO2

• Reductores

Se oxidan

C, S, H2, Zn, Mg, Fe2+, Sn2+, Cu+,: NO2–, SO3

2–,

C2O42–, CO, NO, SO2

Fe3+

• OXIDACIÓN Pérdida de electrones o aumento en el número de oxidación

Cu Cu2+ + 2e–

• REDUCCIÓN Ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación

Ag+ + 1e– Ag

• Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido

KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:

+1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2

KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

Moléculas o iones existentes en la disolución:

– KMnO4 K+ + MnO4–

– H2SO4 2 H+ + SO42–

– KI K+ +I–

– MnSO4 Mn2+ + SO42–

– K2SO4 2K+ + SO42–

– I2 y H2O están sin disociar.

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido

KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o

iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de

átomos:

Oxidación: 2 I– I2 + 2e–

Reducción: MnO4– + 8 H+ + 5e– Mn2+ + 4 H2O

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 +

H2O • Tercera: Ajustar el nº de electrones de

forma que al sumar las dos

semirreacciones, éstos desaparezcan:

Ox.: 5 x (2 I– I2 + 2e–)

Red.: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e– Mn2+ + 4 H2O

Reacción global:

10 I– + 2 MnO4– 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

+ 16 H+ + 10 e– + 10 e–

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

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

2 KMnO4 + 8 H2SO4 +10 KI 2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O

La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

Ejemplo: Ajuste redox en medio básico (poco probable) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:

+3 +6 –2 +1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2

Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

Moléculas o iones existentes en la disolución: – Cr2(SO4)3 2Cr3+ + 3 SO4

2– – KClO3

K+ +ClO3–

– KOH K+ + OH– – K2CrO4

2 K+ + CrO42–

– KCl K+ + Cl–

– K2SO4 2K+ + SO42–

– H2O está sin disociar.

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

Oxidación: Cr3+ + 8 OH– CrO4

2– + 4 H2O + 3e–

Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4– provienen

de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H.

Cr3+ + 4 H2O CrO42– + 8 H+ + 3e–

Sumamos 8 OH- a los dos miembros Cr3+ + 4 H2O + 8 OH- CrO4

2– + 8 H+ + 8 OH- 3e– Cr3+ + 8 OH– CrO4

2– + 4 H2O + 3e–

Se observa que sale lo mismo

Reducción:

ClO3– + 3 H2O + 6e– Cl– + 6 OH–

Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.

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

Ox.: 2 x (Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–)

Red.: ClO3– + 3 H2O + 6e– Cl– + 6 OH–

Reacción global:

2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3– 2 CrO4

2– + 8 H2O + 3 H2O + 6 e– + 6 e– + Cl– + 6 OH–

2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3– 2 CrO4

2– + 5 H2O + Cl–

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

1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + 1 KClO3

2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4

La 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K-1 mol-1.

a) Oxidación: (2 Cl– – 2 e– Cl2)·5

Reducción: (MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O)·2

R. global: 2 MnO4– + 16 H+ + 10 Cl– 2 Mn2+ + 5 Cl2

2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl

100 g de KMnO4 .(1 mol/158 g de KMnO4) . (5 moles de Cl2/2 moles de

KMnO4).(22,4 l de Cl2 en C.N./1 mol de Cl2 = 35,44 L

Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad)

• Reacciones espontáneas:∆ G<0

Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química:

Pilas voltaicas (Cuba electroquímica)

• Reacciones no espontáneas: ∆ G>0

Se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada:

Electrólisis (Cuba electrolítica)

Comparación de la polaridad de los

electrodos en pilas y electrólisis.

Pilas con hidrógeno

Razonar si será espontánea la siguiente reacción redox:

Cl2(g) + 2 I– (aq) 2Cl– (aq) + I2 (s)

• La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:

Reducción (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq)

Oxidación. (ánodo): 2 I–(aq) I2 (s) + 2e–

• Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Epila > 0:

• Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = +0’72 V > 0

luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a

reducirse que las de I2). (El cloro se reduce en presencia de iones ioduro)

Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un

electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de

ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente? (Dato potenciales de reducción)

• ¿Qué especie se reduce?

La que tenga mayor potencial de reducción. En este

caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.

• Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e– Ag(s)

• Oxid. (ánodo): Mg(s) Mg2+(aq) + 2e–

• Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)

Epila = 3,17 V

Electrólisis. Ecuación de Faraday.

Ag+ + 1 e- Ag Con 1 F se depositan 107,9 g de Ag

Cu+2 + 2 e- Cu Con 1 F se depositan 63,5/2 g de Cu

(O lo que es lo mismo con 2 F se depositan 63,5 g de Cu)

Al+3 + 3 e- Al Con 1 F se depositan 27/3 g de Al

(O lo que es lo mismo con 3 F se depositan 27 g de Al)

• Con un mol de electrones se puede reducir 1 mol de metal monovalente o ½mol de metal divalente, es decir, a una masa de (Mat/n), siendo n el nº de electrones ganados por la especie que estamos considerando (o perdidos si la especie se oxida).

Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos

Con I.t C se depositarán m (g)

-( )

96500 º 96500

eq atM I t M I t

m gn e

Las masas atómicas

son dato del

problemas

Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células

electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,

a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.

b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos:

Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1

Cu de g 5,53 =Cu mol 1

Cu de g 63.5

-e de mol 2

Cu mol 1

C 96.500

-e de mol 1C 16.800) s A.4200 (4

Al de g 1,57 =Al mol 1

Al de g 27

-e de mol 3

Al mol 1

C 96.500

-e de mol 1C 16.800) s A.4200 (4

a) Cu2+ + 2 e– Cu ; Al3+ + 3 e– Al

En el cátodo tiene lugar la reducción de los iones correspondientes a metal

Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células

electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,

a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.

b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos:

Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1

a) Cu2+ + 2 e– Cu ; Al3+ + 3 e– Al

b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g 96500 C/eq 96500 C/eq

Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g 96500 C/eq 96500 C/eq

Utilizando la ecuación de Faraday

Intensidad de corriente (en

Amperios) y tiempo (segundos)

Carga en culombios

Nº de moles de

electrones

Moles de sustancia reducida u oxidada

Masa de sustancia reducida u oxidada

Dado que el cloro es un gas podría

preguntar el volumen en

determinadas condiciones de P y T

La redox tiene lugar

en medio ácido, por

lo que se debe

recordar el ácido

sulfúrico que va en el

erlenmeyer

KMnO4+ H2O2+ H2SO4 K2SO4+ MnSO4+ O2+ H2O

KMnO4+ H2O2+ H2SO4K2SO4+ MnSO4+ O2+ H2O

2. ( MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O)

5( H2O2 - 2 e- O2+ 2 H+

2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 K2SO4 + 2 MnSO4+ 5 O2 + 8 H2O

La redox tiene lugar en medio ácido, por lo que se debe

recordar el ácido sulfúrico que va en el erlenmeyer

Se lee en la bureta la cantidad de disolución de permanganato gastado y se

calcula la concentración del agua oxigenada

1. Ajuste la reacción que tiene lugar en el proceso

2. Determinar la concentración de la disolución inicial de agua oxigenada,

expresándola como Molaridad.

3. ¿Cuál será la concentración del agua oxigenada inicial expresada en

volúmenes?

4. ¿Qué indicador se utiliza en esta volumetría? Razone la respuesta

El agua oxigenada comercial es una disolución de agua oxigenada (H2O2)

en agua destilada con una concentración variable: del 3 al 30%. Esta

concentración se suele indicar en “volúmenes”, expresión que nos indica

el volumen de oxígeno que puede desprender un volumen determinado de

la disolución, así si un agua oxigenada es de 10 volúmenes quiere decir

que 1litro de esa disolución tiene una cantidad de agua oxigenada tal que

es capaz de desprender 10 litros de oxígeno, medidos en Condiciones

Normales cuando se produce su descomposición según la reacción:

2 H2O22 H2O + O2

, donde 2 moles de agua oxigenada (34 gramos) desprenden 1mol de

oxígeno gaseoso, el cual en condiciones normales ocupa 22,4 litros