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