Reacciones de oxidación y reducción

1. Número de oxidación. 2. Concepto de oxidación y reducción.

Sustancias oxidantes y reductoras.3. Reacciones de oxidación-reducción. 4. Ajuste de reacciones redox por el

método del ión-electrón. Estequiometría de las reacciones redox.

5. Estudio de la pila Danielli. 6. Potencial normal de reducción. Escala

de oxidantes y reductores. Potencial de una pila. Potencial de electrodo.

7. Espontaneidad de los procesos redox. 8. Pilas, baterías y acumuladores

eléctricos9. Electrólisis. Importancia industrial y

económica de la electrólisis. 10.La corrosión de metales y su

prevención.11.Residuos y reciclaje Patricio Gómez Lesarri

1. Número de oxidaciónCarga real o ficticia que se asigna a cada átomo de una molécula

El estado de oxidación de un elemento neutro en estado libre es igual a cero.El estado de oxidación de un ión simple es su propia carga eléctrica. El estado de oxidación del hidrógeno en todos sus compuestos es igual a + 1, salvo en los hidruros, en los que actúa con estado de oxidación -1El estado de oxidación del oxígeno en todos sus compuestos es igual a - 2, salvo en los peróxidos, en los que actúa con estado de oxidación -1El estado de oxidación de los elementos halógenos (flúor cloro, bromo y yodo) en todos los halogenuros es igual a -1El estado de oxidación de los elementos anfígenos (azufre, selenio y teluro) en los sulfuros, seleniuros y telururos es igual a -2El estado de oxidación de los elementos alcalinos y la plata en todos sus compuestos es igual a + 1El estado de oxidación de los elementos alcalino-térreos, el cinc y el cadmio en todos sus compuestos es igual a + 2El estado de oxidación de boro y aluminio en todos sus compuestos es igual a + 3En un compuesto neutro, la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos que lo forman es nulaEn un ión, la suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos que lo forman es igual a la carga de dicho ión

 

2. Concepto de oxidación y reducción

Un elemento se oxida cuando cede o pierde electrones. Por lo tanto, su número de oxidación aumenta

Un elemento se reduce cuando capta o gana electrones. Por lo tanto, su estado de oxidación disminuye

3. Reacciones de oxidación-reducción

Una reacción de oxidación-reducción (redox) es un proceso químico en el que dos sustancias intercambian electrones

Un oxidante es una sustancia que oxida a otra: el oxidante se reduce mientras que el otro reactivo se oxida.

Un reductor a la sustancia que reduce a otra: el propio reductor se oxida mientras que el otro reactivo se reduce

4. Método del ión-electrón:medio ácido

A ) Identificación de los elementos que cambian de estado de oxidación 

Dicromato de potasio + cloruro de potasio + ácido sulfúrico → Sulfato de cromo (III) + cloro + agua + sulfato de potasio.

K2Cr2O7 + KCl + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Cl2 + H2O + K2SO4

B) Establecimiento de las semiecuaciones iónicas de oxidación y de reducción

K2Cr2O7 → 2 K+ + Cr2O72- KCl → K+ + Cl -

Cr2(SO4)3 → 2 Cr3+ + 3 SO42-

Reducción: Cr2O72- → Cr+3

Oxidación: Cl - → Cl2

4. Método del ión-electrón:

C) Ajuste del elemento que cambia de estado de oxidación

Reducción: Cr2O72- → 2 Cr+3

Oxidación: 2 Cl - → Cl2

D) Ajuste de los átomos de oxígeno ( misma cantidad de moléculas de agua)

Reducción: Cr2O72- → 2 Cr+3 + 7 H2O

Oxidación: 2 Cl - → Cl2

E) Ajuste de los átomos de hidrógeno (misma cantidad de protones por el medio ácido):

Reducción: Cr2O72- + 14 H+ → 2 Cr+3 + 7 H2O

Oxidación: 2 Cl - → Cl2

4. Método del ión-electrón:

F ) Ajuste de la carga eléctrica (con electrones).

Reducción: Cr2O72- + 14 H+ → 2 Cr+3 + 7 H2O - 2 + 14 + 6 e- → 2 (+

3) + 7 (0)

Oxidación: 2 Cl - → Cl2 2.(- 1) → 0 + 2 e-

G ) Establecimiento de la ecuación iónica

Reducción: Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr+3 + 7 H2O

Oxidación: 3 .( 2 Cl - → Cl2 + 2 e- )

Ecuación iónica: Cr2O72- + 14 H+ + 6 Cl- → 2 Cr+3 + 3 Cl2 + 7 H2O

H) Establecimiento de la ecuación completa

Cr2O72- + 6 Cl- + 14 H+ → 2 Cr+3 + 3 Cl2 + 7 H2O

K2 Cr2O7 + 6 KCl + 7 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 Cl2 + 7 H2O

Ec. completa K2 Cr2O7 + 6 KCl + 7 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 Cl2 + 7 H2O +

4 K2SO4

4. Método del ión-electrón:

medio básicoA) Identificación de los elementos que cambian de estado de oxidación

 Sulfato de cromo (III) + clorato de potasio + hidróxido de potasio → cromato de potasio + cloruro de potasio + sulfato de potasio + agua

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

B) Establecimiento de las semiecuaciones iónicas de oxidación y de reducción

Oxidación: Cr+3 → CrO42-

Reducción: ClO3 - → Cl -

C) Ajuste del elemento que cambia de estado de oxidación

 No es necesario realizarlo porque ya están ajustados

4. Método del ión-electrón:

D) Ajuste de los átomos de oxígeno O + H2O → 2 OH -

Oxidación: Cr+3 + 8 OH - → CrO42- + 4 H2O

Reducción: ClO3 - + 3 H2O → Cl - + 6 OH –

E) Ajuste de los átomos de hidrógeno H + OH - → H2O

No es necesario realizarlo porque ya están ajustados

F) Ajuste de la carga eléctrica

Oxidación: Cr +3 + 8 OH - → CrO42- + 4 H2O + 3 e-

Reducción: ClO3 - + 3 H2O + 6 e- → Cl - + 6 OH -

 

 

4. Método del ión-electrón:

G) Establecimiento de la ecuación iónica

Oxidación: 2.( Cr+3 + 8 OH - → CrO42- + 4 H2O + 3 e-)

Reducción: ClO3 - + 3 H2O + 6 e- → Cl - + 6 OH -

Ecuación iónica: 2 Cr3+ + ClO3 - + 10 OH- → 2 CrO4 2- + Cl - + 5 H2O

H) Establecimiento de la ecuación completa

 Ec. completa: Cr2(SO4)3 + K ClO3 + 10 KOH → 2 K2 CrO4 + 5 H2O + KCl + 3 K2SO4

5. Pilas galvánicas: pila Danielli.

Pila galvánica: dispositivo que transforma energía química en energía eléctrica

Cátodo: reducción

Cu2+ + 2 e- Cu

Ánodo: oxidación

Zn Zn2+ + 2 e-

6. Potencial normal de reducción

Par redox: dos especies químicas relacionadas entre sí por un proceso de intercambio de electrones

Potencial de electrodo: magnitud que mide la parte de energía suministrada en la reacción de reducción de un par redox

Electrodo de referencia de hidrógeno: electrodo de referencia cuyo potencial de referencia es nulo

7. Espontaneidad de los procesos redox

Potencial de una reacción: suma de los potenciales de los pares redox

Una reacción redox es espontánea cuando su potencial es positivo

8. Pilas, baterías y acumuladores

9. Electrólisis. Electrólisis: proceso en

el que se emplea energía eléctrica para llevar a cabo la descomposición química de una sustancia

Cátodo: reducción

Cu2+ + 2 e- Cu

Ánodo: oxidación

2 Cl- Cl2 + 2 e-

9. Leyes de Faraday1. La masa de un elemento recogida

en un electrodo es proporcional a la carga eléctrica que ha circulado durante el proceso

2. Las masa de diferentes elementos recogidas en un electrodo durante el transcurso de una electrólisis es proporcional a sus masas equivalentes

3. La cantidad de carga necesaria para depositar un equivalente de cualquier elemento es 96500 C

10. La corrosión de los metales

11. Residuos y reciclaje