Oxidación y Reducción

Un poco de Historia

En 1718 Georg Stahl propuso la existencia del “Flogisto”. Cuando un oxido se calienta en presencia de carbono absorben de la atmosfera al flogisto y al hacer combustión lo liberan.

1772 Louis-Bernard Guyton Morveau postula y demuestra que los metales ganan peso durante la combustión.

Antoine Laurent de Lavoisier se atreve a a desechar la teoría del “Flogisto” y proponer que la combustión se debe a la adición de oxigeno al metal (oxidación) y que la formación de una metal a partir de un óxido corresponde a la perdida de oxígeno (reducción)

Oxidación vs Reducción

Oxidación Reducción

Ganancia de átomos de oxígeno Perdida de átomos de oxígeno

Perdida de átomos de hidrógeno Ganancia de átomos de hidrogeno

Perdida de electrones Ganancia de electrones

Aumento en el número de oxidación

Disminución en el número de oxidación

Número de oxidación (estado de oxidación)

Valores teóricos que nos auxilian en la contabilidad de electrones. Para asignar un valor es necesario seguir las siguientes reglas:

1.- El número de oxidación de un átomo como elemento es 0

2.- El número de oxidación de un ion monoatómico es igual a su carga

3.- La suma algebraica de los numero de oxidación de un compuesto poliatómico neutro es igual a cero; en un ion poliatómico es igual a su carga

4.- En combinación de elementos, el elemento mas electronegativo tiene un número de oxidación negativo característico (p.ej., -3 para el nitrógeno, -2 para el oxígeno, -1 para el cloro), y el elemento mas electropositivo tiene número de oxidación positivo.

5.- El hidrógeno normalmente tiene numero de oxidación +1 ( excepto con los elemento mas electropositivos que el, donde es -1)

Númeo de oxidación para el átomo de azufre en H2SO4

2[𝑁𝑜𝑥 𝐻 ] + 𝑁𝑜𝑥 𝑆 + [𝑁𝑜𝑥𝑂] = 0

2 +1 + 𝑁𝑜𝑥 𝑆 + 4 −2 = 0

[𝑁𝑜𝑥(𝑆)] = 6 +

Número de oxidación del átomo de Yodo en ICl4-

4[𝑁𝑜𝑥(𝐶𝑙)] + [𝑁𝑜𝑥(𝐼)] = −1

4 −1 + [𝑁𝑜𝑥 𝐼 ] = −1

[𝑁𝑜𝑥(𝐼)] = +3

• Átomo de carbono

CH2O formaldehido

• Átomo de hierro

Fe3O4 magnetita

• Átomo de nitrógeno

NH4Cl cloruro de amonio

• Átomo de Platino

K[Pt(NH3)Cl3) aminotricloroplatinato II de potasio

• Átomo de níquel

[Ni(en)3]Cl2 cloruro de trisetilendiaminniquel II

Número de oxidación y periodicidad

Reacciones redox

𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1 → 𝑅𝑒𝑑1 𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒2 + 𝑂𝑥2

𝑛𝑒2𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒2𝑛𝑒1 → 𝑛𝑒2𝑅𝑒𝑑1 𝑛𝑒1𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒1𝑛𝑒2 + 𝑛𝑒1𝑂𝑥2

𝑛𝑒2𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒2𝑅𝑒𝑑1 + 𝑛𝑒1𝑂𝑥2

Agente reductor y Agente oxidante

Agente reductor:

Sustancia con tendencia a oxidarse, capaz de reducir a otra.

Agente oxidante:

Sustancia con tendencia a reducirse, capaz de oxidar a otra.

Ejemplos de reacciones redox

• 𝐶𝑢(𝑠) + 2𝐴𝑔+(𝑎𝑐)

→ 𝐶𝑢2+(𝑎𝑐) + 2𝐴𝑔(𝑠)

• 𝐻2𝑆(𝑔) + 2𝐹𝑒3+(𝑎𝑐) → 𝑆(𝑠) + 𝐹𝑒2+(𝑎𝑐) + 2𝐻+(𝑎𝑐)

• 𝐹𝑒2𝑂3(𝑆) + 3𝐶𝑂(𝑔) → 2𝐹𝑒(𝑠) + 3𝐶𝑂2(𝑔)

• 2𝑁𝑎(𝑆) + 2𝐻2𝑂(𝑙) → 2𝑁𝑎+(𝑎𝑐) + 2𝑂𝐻−(𝑎𝑐) + 𝐻2(𝑔)

Potencial eléctrico

Trabajo por unidad de carga que se requiere para mover una carga puntual desde un punto al infinito hasta cierta distancia de una carga estándar

Potenciales Redox

Potencial Normal de Hidrógeno

La potencia oxidante o reductora de una semirreacción se puede determinar a partir del potencial de media celda, que es el potencial de semirreacción relativo al potencial de una semirreacción en la que ion hidrógeno (1M) se reduce a gas hidrogeno (100KPa):

2𝐻+

(𝑎𝑐) + 2𝑒− → 𝐻2(𝑔) 𝐸𝑜 = 0.00𝑉

Potenciales estándar de reducción y termodinámica

Proceso espontaneo Δ𝐺𝑜 < 0

Relación de la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio

Δ𝐺𝑜 = −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾

Energía libre y potencial estándar de reducción Δ𝐺𝑜 = −𝑛𝐹𝐸𝑜

𝐹 = 96485𝐶 𝑚𝑜𝑙

Celdas electroquímicas

Potencial de Celda

Suma de los dos potenciales involucrados en la reacción, uno de oxidación y otro de reducción

𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸𝑎𝑛ó𝑑𝑜

𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛 − 𝐸𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛

Ecuación de Nernst

Para la reacción: 𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1 → 𝑅𝑒𝑑1

Por definición:

Δ𝐺 = Δ𝐺𝑜 + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑅𝑒𝑑1𝑂𝑥1

De: Δ𝐺 = −𝑛𝐹𝐸

−𝑛𝐹𝐸 = −𝑛𝐹𝐸𝑜 + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑅𝑒𝑑1𝑂𝑥1

Si toda la ecuación de divide entre –nF:

𝐸 = 𝐸𝑜 −𝑅𝑇

𝑛𝐹𝑙𝑛

𝑅𝑒𝑑1𝑂𝑥1

Mejor conocida como:

𝐸 = 𝐸𝑜 +0.059

𝑛𝑙𝑜𝑔

𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1

Potencial de reducción y constante de equilibrio

𝑛𝑒2𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒2𝑅𝑒𝑑1 + 𝑛𝑒1𝑂𝑥2

Donde:

𝐸 = 𝐸1𝑜 +

0.059

𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔

𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1

𝐸 = 𝐸2𝑜 +

0.059

𝑛𝑒2𝑙𝑜𝑔

𝑂𝑥2𝑅𝑒𝑑2

𝐸1𝑜 +

0.059

𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔

𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1

= 𝐸1𝑜 +

0.059

𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔

𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1

Arreglando tenemos:

𝐸1𝑜 − 𝐸2

𝑜 =0.059

𝑛𝑒2𝑙𝑜𝑔

𝑂𝑥2𝑅𝑒𝑑2

−0.059

𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔

𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1

𝐸1𝑜 − 𝐸2

𝑜 =𝑛𝑒2𝑛𝑒1𝑛𝑒2𝑛𝑒1

0.059

𝑛𝑒2𝑙𝑜𝑔

𝑂𝑥2𝑅𝑒𝑑2

−0.059

𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔

𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1

𝐸1𝑜 − 𝐸2

𝑜 =0.059

𝑛𝑒2𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔

𝑂𝑥2𝑛𝑒1 𝑅𝑒𝑑1

𝑛𝑒2

𝑂𝑥1𝑛𝑒2 𝑅𝑒𝑑2

𝑛𝑒1

𝐸1𝑜 − 𝐸2

𝑜 =0.059

𝑛𝑒2𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔

𝑂𝑥2𝑛𝑒1 𝑅𝑒𝑑1

𝑛𝑒2

𝑂𝑥1𝑛𝑒2 𝑅𝑒𝑑2

𝑛𝑒1

𝐸1𝑜 − 𝐸2

𝑜 =0.059

𝑛𝑒2𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔𝐾𝑒𝑞

Despejando para Keq

𝐾𝑒𝑞 = 10𝐸1

𝑜−𝐸2𝑜 𝑛𝑒2𝑛𝑒1

0.059

Propiedades redox y propiedades periódicas

Un grupo de metales Na, Mg, Sn, Ag y Pt; se hacen reacionar con H2O, HCl y HNO3

Proceso Potencial Redox (V)

Na+/Na -2.713

Mg2+/Mg -2.37

Sn2+/Sn -0.140

Ag+/Ag +0.7

Pt2+/Pt +1.18

H+/H2 0.00

H2O/H2 -0.828

NO3-/NO2 +0.80

Elemento Potencial E. I. (KJ) E

Na -2.713 495.8 0.9

Mg -2.37 737.7 1.2

Sn -0.140 708.6 1.8

Ag +0.7 731.0 1.9

Pt +1.18 870.0 2.2

E.I. Vs Potencial

400

450

500

550

600

650

700

750

800

850

900

-3 -2.5 -2 -1.5 -1 -0.5 0 0.5 1 1.5

Ene

rgía

de

Ion

izac

ión

Potencial (V)

Electronegatividad vs Potencial

0.7

0.9

1.1

1.3

1.5

1.7

1.9

2.1

2.3

-3 -2.5 -2 -1.5 -1 -0.5 0 0.5 1 1.5

Ele

ctro

ne

gati

vid

ad

Potencial (V)