Reacciones óxido-reducción. Redox

Reacciones óxido-reducción

REACCIONES ÓXIDO- REDUCCIÓN

REDOX

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

B A B

A

-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)

+ _A B - Reducción

Oxidación

A → A

+

_{+ 1 e}

- _{Semi reacción de oxidación}

Agente reductor

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

Para 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, se oxida 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.

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 Magnesi

o 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 +3 y +5Solo Grupo VI -2, +4 Y +6Solo Grupo VII (±1,+3,+5,+7)Solo Nitrogeno N

(+1, +2,3,+4,+5) Oxigeno (-2 Y –1)O Fluor (solo –1 + EN)F

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

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

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).

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. Ca}2+ _{+ 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:

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

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 _{+ Cr}

2O72- → Fe+3 + Cr+3

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

MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

Fe+2 _{+ Cr}

2O72- → 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 _{+ H} 2O 7 + H7 ₂O H+ ₊ 14

MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

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

7 H+ ₊ Fe+2 _{→ Fe}+3 Cr₂O₇2_{- → 2 Cr}+3 _{+ H} 2O 14 + 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_}

MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

Etapa 4: Sumense las dos semirecciones y balancee la ecuación final Cr₂O₇2_{- → 2 Cr}+3 _{+ H} 2O 7 H+ ₊ 14 _{+ 6 e}_ 6 Fe+2 _{→ 6 Fe}+3 _{+ 6 e_} + 14 H+ _{+ Cr} 2O72- + 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

MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

Consideremos un medio básico

(CrO₄)-2 _{+ S}-2 _{→ (CrO}

2)- + S

Etapa 1: Separe la reacción global en dos semi-reacciones Oxidación Reducción S-2 _{→ S} (CrO₄)-2 _{→ (CrO} 2) --2 0 +6 +3

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

(CrO₄)-2 _{→ (CrO}

2)

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

MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

S-2 _{→ S} (CrO₄)-2 _{→ (CrO} 2) -+ H2 ₂O + OH4 -+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 _{→ (CrO} 2) -+ H2 ₂O + OH4 -+ 6 _{+ 3} 3 e_ ₊ 3 2

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

MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

3 S-2 _{→ 3 S + 6 e}_ 2 (CrO₄)-2 _{→ 2 (CrO} 2) -+ H4 ₂O + 8 OH -+ 6 _{+ 3} 6 e_ ₊ + 2 (CrO₄)-2 _{→ 2 (CrO} 2) -+ H4 ₂O + 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

-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 ánodo} El Cu 2+ _{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)}

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

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

FEM DE UNA CELDA GALVÁNICA

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

ε

º

celda

=

ε

ºoxidación

+

ε

ºreducción

Se ha tomado como referencia la reducción de H+ _{a la}

forma de H₂

2H

+

+ 1 e

-

→ H

₂

ε

o_red

= 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 (E_pila) 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

E_catodo > E_ánodo.

33



E

_pila



E

_catodo



E

_cnodo

¿Qué especie se reducirá?

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: Cl

₂

(g) + 2 I

–

_(aq)



_2Cl

–

_{(aq) + I}

2

(s)



La reacción dada es la suma de las siguientes

semirreacciones:

 Red. (cátodo):

Cl

₂

(g) + 2e

–



2Cl

–

(aq)

 Oxid. (ánodo):

2 I

–

(aq)



I

₂

(s) + 2e

–



Para que la reacción sea espontánea tiene que

cumplirse que



E

_pila

> 0:

  E_pila = E_catodo– E_ánodo= +1,36 V – 0,54 V = = 0,82 V > 0

 Luego es espontánea

(las moléculas de Cl

₂

tienen más

tendencia a reducirse que las de I

₂

).

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)



Mg

2+

_{(aq) + 2e}

–





E

_pila

= E

_cátodo

– E

_ánodo

= +0,80 V – (–2,37 V)

Pilas y baterias de uso comercial

A. Pila seca o de Leclanché B. Pilas alcalinas

Baterías

19.6 Celda de Leclanché Celda seca Zn (s) Zn2+ _{(ac) + 2e} -Ánodo:

Cátodo: _2NH4 (aq) + 2MnO₂ (s) + 2e- _Mn

2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l) +

Zn (s) + 2NH₄ (ac) + 2MnO₂ (s) Zn2+ _{(ac) + 2NH}

3 (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-  Mn}

2O3(s) + 2NH3(ac) + H2O(l)  Reacción global:

Zn (s) + 2 MnO₂(s)+ 2 NH₄+

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}

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 oxidante Na+ Cl -Reducción del Na+ Oxidación del Cl

-Baterías

19.6 Ánodo : Cátodo : Batería o cumulador de plomo

PbO₂ (s) + 4H+ _{(ac) + SO}2- _{(ac) + 2e}- _PbSO

4 (s) + 2H2O (l) 4

Pb (s) + SO2- _{(ac) PbSO}

4 (s) + 2e -4

Pb (s) + PbO₂ (s) + 4H+ _{(aq) + 2SO}2- _{(ac) 2PbSO}

4 (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

19.6

Batería de estado sólido de litio

Ánodo Cátodo

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. 46 09/07/2020 2 NaCl 2Na  Cl₂ G  0 Ánodo Cl Cl e Cátodo Na e Na ( ): ( ):           2 2 2 22 2

Eo  Eo_cátodo  Eo_ánodo  E_Nao _/Na  Eo_{Cl Cl/}    '  '   ' V

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)

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.

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 H} 2O(l)

 En una segunda fase el Fe2+ _{se oxida a}

Fe3+ _:

50

Gota de agua corroyendo

una superficie de hierro.

4 Fe2+_{(aq) + O}

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.

51

Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.