reacciones óxido-reducción

Reacciones óxido-reducción

Redox

REACCIONES ÓXIDO- REDUCCIÓNREDOX

TEMARIO:

• Comportamiento redox

• Método del ion electrón.

• Potencial Electroquímico.

• Celda electroquímica.

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

El proceso de oxido reducción consiste en una transferencia de electrones desde una sustancia que se oxida a una sustancia que se reduce. Los dos procesos ocurren simultáneamente

BABA

+ -

Oxidación: Una especie cede electrones aumentando su EDO

(0 a +2)

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

Reducción: Especie que gana electrones disminuyendo su EDO

(0 a -1)

+ -BAReducciónOxidación

A → A+ + 1 e- Semi reacción de oxidación

B + 1 e- → B- Semi reacción de reducción

Agente reductor

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓNPara obtener la reacción global, se deben sumar las dos semi reacciones

Semi reacción de oxidación Na → Na+ + 1 e-

Semi reacción de reducción ½ Cl2 + 1 e- → Cl-

½ Cl2 + Na → Cl- + Na+Reacción Global

Agente oxidante

Número o estado de oxidación: Carga que un átomo presenta en una molécula, como consecuencia de las diferentes EN que presentan los átomos. Todos los compuestos presentan carga eléctrica parcial o total depende de la AE que tienen los átomos cuando enlazan.

Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, seoxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación).

Es la especie química que en un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso.

Reacciones de óxido-reducción

•Son reacciones químicas donde se produce intercambio de electrones.

•En estas reacciones una especie se reduce, y otra especie se oxida.

•Para reconocer si una reacción es óxido-reducción se debe determinar el estado de oxidación de los átomos involucrados en la reacción.

Reglas para determinar los estados de oxidación• Los elementos libres tienen un número de oxidación cero.

• El hidrógeno tiene estado de oxidación +1 (excepto hidruros: -1)

• El oxígeno tiene estado de oxidación -2 (excepto peróxidos: -1)

• El estado de oxidación de los elementos alcalinos (G I) es +1

• El de los alcalinotérreos (G II) es +2.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0

Determinar los estados de oxidación

• La suma de los estados de oxidación de una molécula siempre es igual a cero.

• La suma de los estados de oxidación de un ión es igual a la carga del ión. Catión o anión.

Ejemplos

• Estado de oxidación del S en el ácido sulfúrico.

H2SO4

H = (+1 x 2)

S = (X)

O= (-2 x 4)

2+X+-8 = 0

-6+X =0

X=+6

Estado de oxidación del P

en el siguiente ión

PO4-3

P = X O = (-2 x 4)

X+-8 = -3

X =-3 - -8

X=5

Grupo I

Solo +1

Grupo II

Solo +2

Grupo III Solo +3 Grupo IV

Solo +2 y +4

Litio Li Berilio Be Boro B (-3,+3)

Carbono C (±4,+2)

Sodio Na Magnesio

Mg Aluminio Al Silicio Si (-4)

Potasio K Calcio Ca Galio Ga Germanio Ge (-4)

Rubidio Rb Estroncio Sr Indio In Estaño Sn

Cesio Cs Bario Ba Talio Tl (+1) Plomo Pb

Francio Fr Radio Ra

Grupo V

Solo +3 y +5

Grupo VI

Solo -2, +4 Y +6

Grupo VII

Solo (±1,+3,+5,+7)

Nitrogeno N (+1, +2,3,+4,+5)

Oxigeno O (-2 Y –1)

Fluor F (solo –1 + EN)

Fósoforo P (+1,3,+5) Azufre S (+2) Cloro Cl

Arsénico As (3,+5) Selenio Se Bromo Br

Antimonio Sb (3,+5) Teluro Te Yodo I

Bismuto Bi Polonio Po (2,+4) Astato At

ESTADOS DE OXIDACIÓN

Nombre Símbolos Nº de oxidación

Plata Ag +1

Oro Au +1 y +3

Cobre Cu +1 y +2

Mercurio Hg +1 y +2

Fierro Fe +2 y +3

Cobalto Co +2 y +3

Niquel Ni +2 y +3

Zinc Zn +2

Paladio Pd +2 y +4

platino Pt +2 y +4

Cromo Cr +1, +3 y +6

Molibdeno Mo +2,+3,+4,+5 y +6

Manganeso Mn +2,+3,+4,+6 y +7

Algunos de los elementos de transición mas usados son

ESTADOS DE OXIDACIÓN

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

+3 +2 0 +4

Fe2O3 + 3 C O 2 Fe + 3 CO2

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).

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EJERCICIOS

1.- Señala si las siguientes semi-reacciones son de oxidación (Ox) o de reducción

(Re), y luego identifica si las especies químicas subrayadas y en negrita, son

agentes oxidantes o reductores.

a. Al Al+3 + 3e b. Ca2+ + 2 e Ca

c. Mg Mg+2 + 2 e d. Na+ + e Na

2.- En las siguientes semi-reacciones:

a. Zn Zn+2 + 2e b. Cu+2 + 2e Cu

a) ¿Cuál es la semireacción de oxidación ?

b) ¿Cuál es la semireacción de reducción?

c) ¿Cuál es el agente oxidante y reductor en cada caso?

3.- En los siguientes compuestos químicos, calcula el número de oxidación del elemento que está subrayado y en negrita:

a. H2SO4 b. NaOH c. H3PO4 d. H2CO3 e. Al2O3 f. Cu(NO3)2

4.- El proceso industrial conocido como cementación, permite la producción de cobre metálico por la adición de chatarra de hierro (Fe) a una disolución acuosa de sulfato de cobre, según la siguiente ecuación:

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu hierro + sulfato de cobre (II) sulfato de hierro(II) + cobre

A partir de esta ecuación química:

a) Escribe la ecuación iónica, b) Escribe las semi-reacciones de reducción y de oxidación, c) Identifica cuál es el agente oxidante y cuál es el reductor

EJERCICIOS

MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

En algunos casos es mas difícil igualar una reacción redox y se han diseñado métodos para hacerlo

Método ión-electrón

La reacción global se divide en

Semi reacción de oxidación

Semi reacción de reducción

Las semi reacciones se balancean por

separado y luego se suman para dar la reacciçon

global balanceada

Las siguientes etapas ayudan a realizar el balance de la ecuaciones globales

Fe+2 + Cr2O72- → Fe+3 + Cr+3

Se debe considerar si la reacción está en medio ácido o básico


Fe+2 + Cr2O72- → Fe+3 + Cr+3

Etapa 1: Separe la reacción global en dos semi-reacciones

Oxidación

Reducción

Fe+2 → Fe+3

Cr2O72- → Cr+3

Consideremos un medio ácido

Etapa 2: Se debe agregar agua a las semi reacciones para equilibrar los átomos de H y O

Cr2O72- → 2 Cr+3

Cr2O72- → 2 Cr+3 + H2O7

+ H2O7

H+ +14


Etapa 3: Se deben agregar electrones a uno de los lados de cada semi reacción para balancear las cargas

7H+ +

Fe+2 → Fe+3

Cr2O72- → 2 Cr+3 + H2O14

+ e_

+ 6 e_+6 +3

Fe+2 → Fe+3 + e_

Para igualar el número de electrones de la reacción de la reducción, la semi reacción de oxidación se multiplica por 6

6

6 Fe+2 → 6 Fe+3 + 6 e_


Etapa 4: Sumense las dos semirecciones y balancee la ecuación final

Cr2O72- → 2 Cr+3 + H2O7H+ + 14 + 6 e_

6 Fe+2 → 6 Fe+3 + 6 e_ +

14 H+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ → 2 Cr+3 + 6 Fe+3 + 7 H2O

Etapa 5: Verifique que la ecuación contenga el mismo tipo, números de átomos y el mismo números de cargas a cada lado


Consideremos un medio básico

(CrO4)-2 + S-2 → (CrO2)

- + S

Etapa 1: Separe la reacción global en dos semi-reacciones

Oxidación

Reducción

S-2 → S

(CrO4)-2 → (CrO2)

-

-2 0

+6 +3

Etapa 2: Se debe agregar agua a las semi reacciones para equilibrar los átomos de H y O

(CrO4)-2 → (CrO2)

-+ H2O2 + OH-4

Etapa 3: Se deben agregar electrones a uno de los lados de cada semi reacción para balancear las cargas


S-2 → S

(CrO4)-2 → (CrO2)

-+ H2O2 + OH-4

+6 +3

+ 2 e_

3 e_ +

Para igualar el número de electrones de la reacción de la reducción, la semi reacción de oxidación se multiplica por 6

S-2 → S + 2 e_

(CrO4)-2 → (CrO2)

-+ H2O2 + OH-4

+ 6 + 3

3 e_ +

3

2

Etapa 4: Sumense las dos semirecciones y balancee la ecuación final


3 S-2 → 3 S + 6 e_

2 (CrO4)-2 → 2 (CrO2)

-+ H2O4 + 8 OH-

+ 6 + 3

6 e_ ++

2 (CrO4)-2 → 2 (CrO2)

-+ H2O4 + 8 OH-3 S-2 + + 3 S

Etapa 5: Verifique que la ecuación contenga el mismo tipo, números de átomos y el mismo números de cargas a cada lado

¿Qué es la electroquímica?

• Es el estudio de las reacciones rédox que generan o utilizan energía eléctrica. Estas reacciones se producen en celdas electroquímicas

Celdas

• Celdas galvánicas: también denominadas voltaicas o pilas. Aprovechan la reacción redox espontánea para producir energía eléctrica

• Celdas electrolíticas: requieren de una fuente externa de energía eléctrica para generar una reacción química redox no espontánea.

TIPOS DE CELDAS ELECTROQUÍMICAS

Celda electroquímicas

Batería de plomo

Pila seca

Pila de níquel y cadmio

Pila de combustión

Electrólisis

Electro refinación

del cobre

Protección a

la corrosión

Celda galvánicas Celda electrolítica

Celdas galvánicas

• Las pilas o celdas galvánicas esta formada por dos compartimentos: las semiceldas.

• En una de las semiceldas se produce la oxidación y en la otra la reducción

• Cada semicelda esta formada por un electrodo sumergido en una solución iónica

• Las semiceldas están conectadas por un circuito externo, que conduce los electrones generados en la semicelda de la oxidación y por un puente salino, que generalmente tiene la forma de una U invertida, que cierra el circuito eléctrico

Oxidación Reducción

1.- Celdas Galvánicas

TIPOS DE CELDAS ELECTROQUÍMICAS

Componentes de una celda galvánica

Puentes salinos

Electrodos

Voltímetro

Solución oxidante

Solución reductora

Reacción espontánea: De una reacción química se genera un

flujo de electrones lo que genera electricidad

e-

Celdas electroquímicas

19.2

Reacción redox

espontánea

oxidación

ánodo

Reducción

cátodo

Voltímetro

Cátodo

de cobre

Ánodo

de zinc

Puente

salino

Solución

de CuSO4

Solución

de ZnSO4

El Zinc se oxida

a Zn2+ en el ánodoEl Cu2+ se reduce

a Cu en el cátodo

Reacción neta

Tapones

de

algodón

Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-

Zn(s) + Cu2+ (ac) Zn2+(ac) + Cu(s)

2e- + Cu2+(ac) Cu(s)

Potencial de celda

• La celda convierte la energía que se genera de forma espontánea (∆G) en esta reacción en energía cinética de los electrones, lo que da lugar a la corriente eléctrica

• Esta corriente fluye desde el electrodo negativo (ánodo) hacia el cátodo (electrodo positivo).

• Este flujo se debe a una diferencia de voltaje o potencial eléctrico entre los dos electrodos de la celda, lo cual se conoce como potencial de celda (E celda) o fuerza electromotriz (fem)

El hecho que los electrones fluyan de un electrodo a otro existe una diferencia de potencial (tensión eléctrica) entre los electrodos entre los electrodos. La diferencia de potencial entre electrodos se llama fuerza electromotriz o FEM (ε) y esta fuerza se miden en volts.

1.- Celdas Galvánicas

Zn(s)/Zn2+(ac)/KNO3/Cu2+

(ac)/Cu(s)

La notación convencional para representar las celdas galvánicas

Ánodo

FEM DE UNA CELDA GALVÁNICA

La fem (fuerza electromotriz) de una celda corresponde a la suma de los potenciales de las semi reacciones

εºcelda= εº

oxidación + εºreducción

Se ha tomado como referencia la reducción de H+ a la forma de H2

2H+ + 1 e- → H2 εored = 0 V

Por convencionalismo, los potenciales de las medias celdas se tabulan como potenciales de reducción estándar. El potencial de media celda para cualquier oxidación es de igual magnitud, pero de signo opuesto al de la reducción inversa

Potencial de reducción.

• Las pilas producen una diferencia de potencial (Epila) que puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman.

• Consideraremos que cada semireacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas

Ecatodo > Eánodo.

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pila catodo cnodo

E E E

¿Qué especie se reducirá?

La que tenga un mayor potencial de reducción

Espontaneidad de una reacción

• Una reacción es espontánea si el valor es mayor que cero

• Una reacción será no espontánea si el valor es menor que cero

Las reacciones redox que proceden sin la ayuda

de factores externos de denominan espontáneas

Ejemplo: Decir 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:

Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq)

Oxid. (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 = = 0,82 V > 0

Luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2).

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Ejercicio : 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? ¿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–

E pila = E cátodo – E ánodo = +0,80 V – (–2,37 V)

Epila = 3,17 V

Pilas y baterias de uso comercial

A. Pila seca o de Leclanché

B. Pilas alcalinas

C. Pila de litio

Baterías

19.6

Celda de Leclanché

Celda seca

Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e-Ánodo:

Cátodo: 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)+

Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s)

Separador de papel

Pasta húmeda de

ZnCl2 y NH4Cl

Capa de MnO2

Cátodo de grafito

Ánodo de zinc

Pila seca o de

Leclanché

Reacción

Oxidación (ánodo):

Zn(s) 2e- + Zn2+

Reducción (cátodo):

2 MnO2 (s)+ 2 NH4+ (ac) + 2e-Mn2O3(s) + 2NH3(ac) + H2O(l)

Reacción global:

Zn (s) + 2 MnO2(s)+ 2 NH4+

(ac) Zn2++ Mn2O3(s) + H2O(l) + 2 NH3(AC)

Pila alcalina 1,5 V

Mayor duración

Se diferencia con la pila seca que su pasta esta

compuesta por hidróxido de potasio y dióxido de

manganeso

Pila de litio

A: Li(s) Li+ + e-

C: MnO2(s)+e- MnO2-(s)

Celdas electrolíticas

Electrólisis:

Es cuando en una celda se utiliza electricidad de una fuente externa para producir una reacción química no espontánea. Por ejemplo:

a) Produccion de sodio fundido

b) Producción de Cl2 e H2 en solución de NaCl

c) Electrorrefinación del Cu

2.- Celdas Electrolíticas

Reacción no espontánea: A partir de electricidad se genera

reacción química. En el cátodo se desprende H2

Componentes de una celda galvánica

Puentes salinos (no es necesario)

Fuente de poder

BATERIA

Electrodos

ÁNODO

+CÁTODO

-

Solución reductora

Solución oxidanteNa+

Cl-

Reducción del Na+Oxidación

del Cl-

Baterías

19.6

Ánodo :

Cátodo :

Batería o cumulador

de plomo

PbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO2- (ac) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e-4

Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

Ánodo Cátodo

Tapa removible

Electrólito

de H2SO4

Placas negativas

(planchas de plomo llenas

con plomo esponjoso)

Placas positivas

(planchas de plomo

llenas con PbO2

Baterías

19.6Batería de estado sólido de litio

Ánodo Cátodo

Electrólito sólido

ELECTROLISIS DE UNA SAL FUNDIDA

• La reacción no es espontánea.

• Iones Na+: son atraídos por el cátodo. Allí reciben un electrón.

• Iones Cl-: son atraídos por el ánodo. Allí se les quita un electrón.

4609/07/2020

2 2 02NaCl Na Cl G

Ánodo Cl Cl e

Cátodo Na e Na

( ):

( ):

2 2

2 2 22

E E E E E Vocátodoo

ánodoo

Nao

Cl Clo /Na /

' ' '2

271 136 4 70

Aplicaciones de la electrólisis.

Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía.

Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal:

Ejemplo: Zn2+ + 2 e– Zn (cincado)(en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)

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DEFINICIÓN - DIFERENCIAS

09/07/2020 48

ELECTROQUÍMICA

REACCIÓN QUÍMICA

REACCIÓN QUÍMICA

CORRIENTE ELÉCTRICA

CORRIENTE ELÉCTRICA

PILAS

una Una

produce produce

Consiste en la realización de una reacción química gracias al paso de

corriente eléctrica, pues de lo contrario la reacción no se desarrollaría

espontáneamente.

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

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Corrosión.

Un problema muy importante es la corrosión de los metales; por ejemplo, el hierro:

Oxid. (ánodo):

Fe (s) Fe2+(aq) + 2e–

Red. (cátodo):

O2(g) + 4 H+(aq) + 4e– 2 H2O(l)

En una segunda fase el Fe2+ se oxida a Fe3+ :

50

Gota de agua corroyendo una superficie de hierro.

4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l) 2 Fe2O3(s) + 8 H+(aq)

Protección catódica.

• Sirve para prevenir la corrosión.

• Consiste en soldar a la tubería de hierro un ánodo de Mg que forma una pila con el Fe y evita que éste se oxide, ya que quien se oxida es el Mg.

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Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.© Grupo ANAYA S.A. Química 2º.

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