Fundamentación Teórica

La Fenolftaleína nos sirve para detectar el cambio de pH y por lo tanto identificar la

reacción química provocada por el paso de la corriente eléctrica. Los cambios de color

están dados por los rangos de pH en el cual es utilizada y son descriptos mediante las

siguientes ecuaciones químicas:

De medio neutro a medio básico:

H2 Fenolftaleína + 2 OH-

↔ Fenolftaleína2-

+ 2 H2O Incoloro → Rosa a violeta

De medio básico a medio muy ácido:

Fenolftaleína2-

+ OH-

↔ Fenolftaleína (OH)3-

Rosa → Incoloro

De medio básico a medio neutro o ácido:

Fenolftaleína2-

+ 2 H+

↔ H2 Fenolftaleína Rosa → Incoloro

De medio neutro o ácido a medio muy ácido:

H2 Fenolftaleína + H+

↔ H3 Fenolftaleína+

Incoloro → Naranja

Definición de oxidación y reducción

El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto

incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno. Igualmente, se utilizó el término de

REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno. Actualmente,

ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno y se utilizan las

siguientes definiciones:

OXIDACIÓN: Perdida de electrones (aumento en el número de oxidación).

REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (disminución en el número de oxidación).

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

Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

Oxidantes y Reductores

• AGENTE OXIDANTE: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se

reduce.

• AGENTE REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se

oxida.

Ejemplo:

Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2Ag

Zn (reductor) → Zn2+ + 2e- (oxidación)

Ag+ (oxidante) + 1e- → Ag (Reducción)

Tipos de Reacciones Rédox

o Reacciones espontáneas: Se produce energía eléctrica a partir de la energía

liberada en una reacción química (Pilas voltaicas)

Ejemplo:

Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, de manera espontánea

el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras que la Ag+ de la misma se

reducirá pasando a ser plata metálica:

a) Cu → Cu2+ + 2e- (oxidación)

b) Ag+ + 1e- → Ag (reducción)

Pilas Voltaicas (células)

Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO4 (Cu2+ + SO4

2-) se producirá

espontáneamente la siguiente reacción:

Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)

El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (gana electrones).

Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes

separados (semiceldas), y las conectamos ente sí para que los electrones perdidos en

la oxidación del Zn circulen por el exterior y sean los que producen la reducción del Cu2+ a

Cu, tendremos una pila, puesto que la circulación de electrones es precisamente la corriente

eléctrica.

Tipos de electrodos

Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una

pila hay dos electrodos:

• Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación (allí van los aniones). En el ejemplo anterior

sería el electrodo de Zn.

• Cátodo: Se lleva a cabo la reducción (allí van los cationes). En el ejemplo anterior sería el

electrodo de Cu.

Las pilas producen una diferencia de potencial (ΔEpila) que puede considerarse como la

diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman:

ΔE pila = Ecátodo − Eánodo

Consideramos que cada semirreacción de reducción viene dada por un potencial de

reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas Ecátodo > Eánodo.

Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar

en su forma oxidada o reducida. El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la

otra pareja de sustancia oxidante-reductora.

¿Qué especie se reducirá? Sencillamente la que tenga un mayor potencial de reducción.

o Reacciones no espontáneas: Se producen sustancias químicas a partir de energía

eléctrica suministrada (Electrólisis)

Electrólisis

Cuando la reacción rédox no es espontánea en un sentido, podrá suceder si desde el

exterior se suministran los electrones.

Electrólisis de una solución de cloruro de sodio:

Una disolución de cloruro de sodio contiene las especies Na+

, Cl-

y los iones hidrógeno

(H+

) e hidroxilo (OH-

) provenientes del agua. Las posibles ecuaciones químicas de la

electrolisis del cloruro de sodio en disolución son:

A la vista de los potenciales de oxidación (en el ánodo) y de reducción (en el cátodo),

queda claro que los aniones cloruro tienen más tendencia que el agua a oxidarse, y que el

agua tiene más tendencia a reducirse que el catión sodio, por lo que la reacción global

resultante es la que produce hidrógeno y cloro gaseoso:

2 Cl-

(aq) + H+

(aq) —> Cl2 (g) + H

2 (g)

Ecuación de Nernst

La Ecuación de Nernst expresa la relación cuantitativa entre el potencial rédox estándar

de un par rédox determinado, su potencial observado y la proporción de concentraciones

entre el donador de electrones y el aceptor. Cuando las condiciones de concentración y de

presión no son las estándar (1 M, 1at y 298 K), se puede calcular el potencial de electrodo

mediante la Ecuación de Nernst. Se llama así en honor al científico alemán Walther

Nernst, que fue quien la formuló en 1889. El potencial de electrodo de un par rédox varía

con las actividades de las formas reducida y oxidada del par, en el sentido de que todo

aumento de la actividad del oxidante hace aumentar el valor del potencial, y viceversa.

La ecuación de Nernst se presenta como:

E° es el potencial redox estándar a pH = 7.0 (los potenciales se encuentran tabulados

para diferentes reacciones de reducción. La temperatura es 298 K y todas las

concentraciones se encuentran a 1.0 M, R=8.314 J/mol K, es la constante de los gases)

E es el potencial corregido del electrodo.

T es la temperatura absoluta en °K.

n es el número de e- transferidos.

F es la constante de Faraday; F=23,062 cal/V= 96,406 J/V.

Para una reacción:

La ecuación es:

Donde [C] y [D] ([A] y [B]) son las presiones parciales y/o concentraciones molares en

reacción. Los exponentes son la cantidad de moles de cada sustancia implicada en la

reacción (coeficientes estequiométricos). A las sustancias en estado sólido se les asigna

concentración unitaria, por lo que no aparecen en Q.