REDOX

__OXIDACION-REDUCCION__

__TEMA10. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES.__

 * __1._ REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN. NUMERO DE OXIDACIÓN.__ **

Una **reacción de oxidación-reducción** es aquella en la que tienen lugar un proceso de transferencia de electrones. Así pues, habrá una sustancia que pierda electrones **(** //**se dice**////**que se oxida)**// y una especie que gana electrones ( //**se dice que esa especie se reduce).**//  //**Ca (s) + F**// //**2**// //**(g)**// //** CaF**// //**2**// //**(s)**//

En ella, por tanto se podrán diferenciar dos procesos. Al ocurrir ambos proceso simultáneamente se pueden escribir pues dos semirreacciones : >> Ca - 2e- --- Ca 2+ >> F 2 + 2e- --- 2 F - Se denomina **reductor** a la sustancia que se oxida y por lo tanto reduce a la otra especie. Se denomina **oxidante a la** sustancia que se reduce y por tanto oxida a la otra.
 * La **oxidación** es el proceso de pérdida de electrones por parte de una de las sustancias que intervienen en la reacción.
 * La **reducción** es el proceso de ganancia de electrones por parte de otra de las sustancias.
 * La **semirreacción de oxidación.** Se pierden electrones y por tanto la sustancia se oxida.
 * La **semirreacción de reducción.** Se ganan electrones y por tanto la sustancia se reduce.

Se puede definir el **número de oxidación** como la carga que de ese elemento si fuese iónico. A la hora de asignar los números de oxidación hay que tener en cuenta: _ En los hidrúros metálicos || +1 -1 || - En los peróxidos H 2 O 2, Na 2 O 2 ... || -2 -1 ||
 * TIPO DE ELEMENTO || NUMERO DE OXIDACIÓN ||
 * Elementos libres ( H 2, O 2 , Al …...) || 0 ||
 * Iones monoatómicos (Na+, S 2- ,.........) || La carga del ion ||
 * Hidrógeno: _ En la mayoría de los compuestos
 * Oxigeno: - En la mayoría de los compuestos
 * La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un compuesto debe ser: ||
 * En un compuesto neutro ( MnO 2, CO 2 ,...) || 0 ||
 * En un ion poliatómico ( SO 2 4- ,NH 4+ ,....) || La carga del ion. ||

Este concepto permite __redefinir los términos anteriores:__ Una **reacción redox** es un proceso en el que se produce una variación del numero de oxidación de las sustancia que en ella intervienen. <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> La **oxidación** con lleva un aumento del numero de oxidación del elemento, mientras que la **reducción,** implica una disminución del numero de oxidación del otro elemento que interviene en el proceso. <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> La **semirreacción de oxidación** será por tanto aquella en la que el elemento aumente su número de oxidación, mientras que la **semirreacción de reducción** será aquella en la que el elemento disminuya su número de oxidación. <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> El **reductor** será la sustancia que se oxide, y por tanto contenga el elemento que aumenta su número de oxidación, mientras que el oxidante será la sustancia que se reduzca, y por tanto, contendrá al elemento que disminuya su número de oxidación.

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Al igual que en las reacciones ácido-base, ahora se hablará de **pares conjugados redox.**

<span style="color: #00ae00; font-family: Arial,sans-serif;">(oxidante conj. del reductor 1 + reductor conj.del oxidante 2-- (oxidante conj. del red. 2 + reductor conj del oxidan. 1
 * <span style="color: #6b0094; font-family: Arial,sans-serif;">OXIDANTE 1 + REDUCTOR 2 - OXIDANTE 2 + REDUCTOR 1

<span style="color: #000000; font-family: Arial,sans-serif;"> F 2 + Ca - Ca 2+ + 2F - ||


 * <span style="font-family: 'Comic Sans MS',cursive;">__2. AJUSTE DE ECUACIONES REDOX. MÉTODO DEL ION ELECTRÓN.__ **

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">A la hora de ajustar las reacciones redox, no basta con que haya el mismo número de átomos de cada elemento formando parte de los distintos compuestos a ambos lados de la reacción, sino que además en cada una de la semirreacciones se han de intercambiar el mismo numero de electrones. <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Para ello se aplicará el siguiente procedimiento.

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> 1._ Escribir la reacción. Identificar las semirreacciones de oxidación y reducción y escribirlas de forma iónica. <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> 2._ Ajustar los átomos de cada elemento excepto el H y el O. 3._ Ajustar el oxigeno, teniendo en cuenta que: a) //**Si el medio es ácido**// por cada átomo de oxigeno que falte se añade una molécula de agua. <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> b) //**Si el medio es básico**// por cada átomo de oxigeno que falte se añade dos iones OH_ , <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> y en el otro miembro una molécula de agua 4._ Ajustar el hidrógeno, teniendo en cuenta que: <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> a) //**Si el medio es ácido**// por cada átomo de hidrógeno que falte se adiciona un H + <span style="font-family: Arial,sans-serif;"> b) // **Si el medio es básico** // por cada átomo de hidrógeno se añade una molécula de agua, <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> y al otro miembro un ion OH- 5._ Ajustar la cargas añadiendo o eliminando los electrones necesarios para que haya el mismo número de- cargas a ambos lados de la igualdad. 6._ Igualar el numero de electrones intercambiados en cada semirreacción, multiplicando por los números- adecuados, y sumarlas obteniendo la ecuación global iónica. <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> 7._ Escribir la ecuación global de la reacción en forma molecular

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">AJUSTE DE LA REACCIÓN:

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> FeCl 2 + Na Mn O 4 + H Cl Fe Cl 3 + Mn Cl 2 + Na Cl + H 2 O

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Fe 2+ Mn 7+ -- Fe 3+ Mn 2+
 * <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Se identifican los elementos que cambian sus números de oxidación

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> oxidación Fe 2+ - Fe 3+ <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> reducción Mn O 4 - Mn 2+
 * <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Se escriben las semirreacciones.

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">oxidación Fe 2+ - Fe 3+ <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> reducción Mn O 4- + 8 H + Mn 2+ + 4 H 2 O
 * <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">A continuación ajustamos las semirreacciones según las etapas 2, 3 y 4 :


 * <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Seguidamente se ajustan las cargas, ( sumando o restando electrones):

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> oxidación Fe 2+ - Fe 3+ + 1e- <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> reducción Mn O 4- + 8 H + + 5 e- Mn 2+ + 4 H 2 O

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> oxidación <span style="color: #dc2300; font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">5( <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> Fe 2+ - Fe 3+ + 1e- <span style="color: #dc2300; font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">) <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> reducción Mn O 4- + 8 H + + 5 e- Mn 2+ + 4 H 2 O <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">- <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Reac. Total 5 Fe 2+ + Mn O 4- + 8 H + - 5 Fe 3+ + Mn 2+ + 4 H 2 O <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> 5 FeCl 2 + Na Mn O 4 + 8 H Cl 5 Fe Cl 3 + Mn Cl 2 + Na Cl + 4 H 2 O
 * <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Como la reacción debe ser eléctricamente neutra, el numero de electrones que se gana y se pierden deben ser iguales, así pues:
 * <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">La ecuación global de la reacción en forma molecular será:


 * <span style="font-family: 'Comic Sans MS',cursive;">__3. VALORACIONES OXIDACIÓN-REDUCCIÓN.__ **

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Es la determinación de la concentración de un reductor en disolución a partir de la concentración conocida de un oxidante,o viceversa, basándose en la correspondiente reacción de oxidación-reducción. <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> El proceso experimental es similar a la valoración ácido-base, en el que se van mezclando gradualmente el oxidante y el reductor (Se agrega gota a gota con una bureta la disolución de concentración conocida, sobre la disolución que se quiere valorar). <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> Se añadirá agente valorante hasta alcanzar el punto de equivalencia, que nos lo indica el cambio de color de un indicador que con anterioridad se ha adicionado a la disolución que se quiere valorar: ( //**normalmente la propia reacción actúa de indicador ya que suele haber cambios de color en ellas).**//

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> //**En el punto de equivalencia,**// los moles de oxidante no son totalmente iguales a los de reductor, sino que se deberá tener en cuenta los coeficientes estequiométricos de la reacción redox ya ajustada


 * <span style="font-family: 'Comic Sans MS',cursive;">__4. PILAS ELECTROQUÍMICAS, VOLTAICA O GALVÁNICA. FUERZA ELECTROMOTRIZ DE UNA PILA. POTENCIAL ESTÁNDAR DE ELECTRODO. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOX.__ **

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> Cuando se introduce una tira de cinc en una disolución acuosa de sulfato de cobre (II), se observa que se desvanece el color azul de la disolución, y se forma un deposito de color pardo-rojizo sobre la tira de cinc y la temperatura de la disolución aumenta. <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">La reacción general seria:

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Zn + CuSO 4 Cu + ZnSO 4

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Y las semireacciones:

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none; vertical-align: super;"> Zn - 2 e- Zn 2+ <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> Cu 2+ + 2e- - Cu

<span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;">Si forzamos a que los electrones pasen de la lamina de cinca los iones de cobre por un circuito externo en vez de que lo hagan por la disolución, parte de la energía química se transforma en energía eléctrica. <span style="font-family: Arial,sans-serif; text-decoration: none;"> **A un dispositivo que permite la transformación de una parte de la energía química de una reacción de oxidación-reducción espontánea en energía eléctrica se le denomina pila galvánica o pila voltaica.**



Una pila voltaica está constituida por los siguientes elementos.

a) **Electrodos** : son láminas metálicas unidas al resto del sistema a través de un hilo conductor y, en los casos más sencillo9s, sumergidas parcialmente en una disolución acuosa de una sal soluble. Pueden utilizarse electrodos que incorporen sustancias en estado sólido, líquido o gaseoso. En las pilas voltaicas intervienen dos electrodos. El **ánodo** que es el electrodo en el que tiene lugar la oxidación. El **cátodo** que es el electrodo en el que tiene lugar la reducción.

b) **Conductor externo** hilo conductor que permite el movimiento constante de electrones desde el ánodo al cátodo.

c) **Voltímetro** dispositivo conectado al hilo conductor que mide la **fuerza electromotriz (fem)** de la pila, es decir, la **diferencia de potencial** entre los electrodos a la que se debe el flujo de electrones. Esta fem no sólo depende de la naturaleza de los electrodos, sino también de la concentración de las disoluciones electrolíticas y de su temperatura . d) **Puente salino:** elemento que conecta las disoluciones de ambos electrodos y contiene una disolución de un electrolito inerte a los procesos que tienen lugar en la pila. __Su misión__ es cerrar el circuito y mantener constante la neutralidad eléctrica de las dos disoluciones, gracias al flujo de iones en uno u otro sentido.

<span style="color: #0000ff; font-family: Arial,Helvetica,sans-serif;">**__La notación usual para las pilas es la siguiente.__**

La **fem de una pila ( E pila )** indica la diferencia de potencial entre los dos electrodos que constituyen la pila, es decir, la diferencia entre los potenciales de los dos electrodos. Si se pudiera conocer el de uno de ellos, el otro podría ser calculado por diferencia, pero es imposible medir el potencial **(E)** de un electrodo aislado. Por ello es necesario designar por convenio y de forma totalmente arbitraria un valor de potencial para un **electrodo de referencia.** Así pues, como electrodo de referencia se elige el **electrodo estándar de hidrógeno.** Este electrodo consiste en una lámina de platino sumergida en una disolución de HCl 1 M a 25 ºC por la que se burbujea H 2 gas a una presión de 1 atm. A este electrodo se le asigna un valor de potencial de 0,00 Voltios (V)
 * Zn (s) / Zn 2+ (aq,1.0 M) // Cu 2+ (aq, 1.0 M ) / Cu (s) ||
 * Ánodo / Disol. anódica (estado, concent)Puente Salino Disol. catódica(estado, concent) / Cátodo ||


 * **Electrodo estándar de hidrógeno. Eº = 0**

Cuando el H 2 actúa como ánodo:_H 2 (g) - 2e 2 H + (aq) Cuando el H 2 actua como cátodo_ 2H + (aq) + 2e -- H 2 (g)

Notación para el electrodo Pt(s) / H 2 ( g, 1 atm), H + (aq, 1 M) || Para medir el potencial de un electrodo utilizando como electrodo de referencia el de hidrógeno es necesario que esté también en **condiciones estándar.** Estas condiciones para un electrodo son una concentración 1 M para la disoluciones, presión de 1 atm para los gases, y una temperatura de 25 ºC.

Por tanto para medir experimentalmente el potencial estándar de un electrodo bastará con construir una pila utilizando ese electrodo en condiciones estándar y el de hidrógeno, y analizar el valor de la diferencia de potencial que marque el voltimetro. Para determinar **el signo** del potencial se considera de forma arbitraria que los potenciales de los electrodos en los que ocurren procesos de **reducción sean positivos**, y los potenciales de los electrodos en los que ocurran procesos de oxidación serán negativos. Los potenciales estándar de reducción, es decir, los valores del potencial de cada electrodo suponiendo que se produzca la reducción, se encuentran tabulados y vienen expresados, por ejemplo: Fe 2+ (aq) + 2e - Fe(s) Eº = -0,44 V .....................................Par Fe 2+ /Fe: Eº= -0,44 O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e 2 H 2 O (l) Eº = 1.23 V .................................... Par O 2 /H 2 O : Eº = 1.23 V
 * **EL POTENCIAL ESTÁNDAR DE UN ELECTRODO, Eº**, se define como la diferencia de potencial, medida en una pila formada por este electrodo y el electrodo de hidrógeno, ambos en condiciones estándar..

Cuanto más negativo (o menos positivo) es el potencial estándar de reducción, mayor es **el poder** **reductor** de la sustancia que se encuentra en el lado derecho de la reacción o la segunda sustancia del par (el reductor).

Los potenciales estándar de reducción indican el potencial del electrodo si se produce la reducción. Sin embargo, si se desea conocer el potencial estándar del proceso inverso, la oxidación, bastaŕa con cambiar el signo del potencial estándar de reducción: Fe(s)Fe 2+ (aq) + 2e .................................... Eº = 0,44 V 2 H 2 O (l) -- O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e .........................Eº = - 1.23 V

Así pues, **para determinar el potencial estándar o fuerza electromotriz de una pila,** será necesario tener en cuenta las siguientes etapas: 1. Identificar el ánodo y el cátodo, y escribir las semirreacciones correspondientes. 2. Ajustar cada semirreacción de forma independiente aplicando el método ion electrón. 3. Escribir junto a cada semirreacción el valor del potencial estándar correspondiente al electrodo de que se trate, teniendo en cuenta si en dicho electrodo el proceso transcurre en el sentido de la reducción o de la oxidación( manda el más negativo que será el reductor). 4. Sumar los valores estándar de electrodo correspondientes, obteniendo así el valor de la fem de la pila. ES IMPORTANTE saber que NO se debe multiplicar el valor de potencial por el número que le corresponda al igualar los electrones, ya que solo afecta a eso, a los electrones.

En resumen.
 * Cuanto más elevado sea el potencial de reducción de un elemento mayor será su tendencia a reducirse, (carácter oxidante).
 * Las tablas de potenciales sirven para cacular la fem estándar de una pila cualquiera:

ESTOS SON POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN no hay que cambiar ningún signo.
 * <span style="color: #6b0094; font-family: 'Arial Black',Gadget,sans-serif;">Eº pila = Eº cátodo - Eº ánodo ||

El potencial estándar de una reacción aporta un criterio para determinar la **espontaneidad** de dicha reacción asi: ya que también se puede relacionar**:** <span style="font-family: Symbol,sans-serif;"> Gº = - n F Eº <span style="font-family: Symbol,sans-serif; vertical-align: sub;">pila
 * Eº pila > 0 reacción espontánea ||
 * Eº pila < 0 reacción no espontánea ||
 * (** La energía libre de Gibbs se relaciona con la constante de equilibrio, por lo que el potencial de reducción también dependerá de la concentración)
 * Luego podemos decir:** " El potencial de reducción de un metal se hace más negativo (aumenta su poder reductor) a medida que disminuye la concentración de la disolución (de sus propios iones) en la que se encuentra sumergido".

1._ Pueden ser primarias o voltaicas, la reacción redox se produce hasta que se agotan los reactivos: 2._ Pilas electroquímicas secundarias, la reacción redox puede producirse varias veces:
 * Pilas electroquímicas:**
 * Pila seca o de Leclanché (electrodo de cinc que es el recipiente y otro de carbono (grafito; rodeado de una pasta de cloruro de amonio, cloruro de cinc y dióxido de manganeso)
 * Pila de cinc-mercurio
 * Acumulador de plomo, las utilizan los automóviles; el ánodo es unas placas de una aleación de plomo rellena de plomo esponjoso y el cátodo también pero rellena de dióxido de plomo, el electrolito es ác. sulfúrico.
 * Baterías de níquel-cadmio; las llevan las calculadoras, relojes....

<span style="font-family: 'Comic Sans MS',cursive; font-size: 130%;">__**5. ELECTRÓLISIS**__


 * __La electrólisis__** es el proceso en el que el paso de la corriente eléctrica por una disolución o por un electrolito fundido produce una reacción de oxidación reducción no espontánea.

Una <span style="font-family: 'Courier New',Courier,monospace;"> celda electrolítica está constituida por los siguientes elementos: a) **La cuba electrolítica**: que es el recipiente en el que se realiza el proceso. Contiene la disolución o el electrolito en el que se sumergen los electrodos. b) **Los electrodos**: son las superficies sobre las que se producen las semirreaciones de oxidación y de reducción. Suelen ser inertes a los reactivos que contienen las cubas. Ambos están conectados a una fuente de corriente continua a través de hilos conductores. **El ánodo** es en el que se produce **la oxidación** es el que se conecta al **polo positivo** de la fuente, el cátodo es pues el electrodo en el que se produce la reducción y se cocneta al negativo.

Las diferencias principal entre una pila voltaica y una cuba electrolítica: La reacción redox es espontánea. Hay dos electrolitos. El ánodo es el polo negativo y el cátodo el positivo || La energía eléctrica produce una reacción química. La reacción redox no es espontánea. Puede haber un solo electrolito. El ánodo es el polo positivo y el cátodo el polo negativo || Las aplicaciones de los proceso electrolíticos son: - El sodio, a partir de un fundido de cloruro de sodio En el ánodo se da la oxidación del cloruro y se desprende cloro gas.
 * PILA VOLTAICA || CUBA ELECTROLíTICA ||
 * Una reacción química produce energía eléctrica
 * Obtención de metales activos: El magnesio, a partir de un fundido de cloruro de magnesio
 * Purificación de metales: para la plata, el oro y el cobre
 * Para evitar la corrosión de metales, se recubren mediante la electrolisis: hierro galvanizado, niquelado o cromado
 * Obtención de lejía:La electrolisis de una disolución concentrada de cloruro de sodio (salmuera) origina dicloro, hidrógeno e hidróxido de sodio, para que se obtenga la lejia que es la reacción del dicloro con el hidróxido de sodio no se deben separar los compartimentos anódico ( se obtiene Cl 2 ) y catódico

__**5.1 LEYES DE FARADAY DE LA ELECTROLISIS**__

Es posible predecir la cantidad de sustancia que se va a depositar, o desprender en los electrodos en una cuba electrolítica de3 pendiendo de la cantidad de electricidad que se hace pasar a través de la disolución. Faraday estableció las leyes que rigen la electrolisis: 1._ La masa de sustancia que se deposita en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de corriente eléctrica que se hace pasar a través de la disolución. 2._ Las masas de las distintas sustancias depositadas al pasar por disoluciones de electrolitos diferentes la misma cantidad de corriente eléctrica son directamente proporcionales a sus equivalentes químicos.

A la masa de iones que intercambia un mol de electrones se llama **equivalente electroquímico**. El equivalente químico de un agente oxidante es la masa en gramos de dicha sustancia que oxida a un equivalente de H, y se calcula dividiendo su masa molecular ( en gramos) entre el nº de electrones que gana en su reacción de reducción. __**En resumen.**__
 * Faraday** también demostró que para que se deposite un equivalente químico de cualquier sustancia es necesario que pasen a través de la disolución 96.500 culombios (1 faraday)__**.**__

Donde: m = masa depositada M = Masa molar I = Intensidad t = tiempo Z = Nº de electrones F = 1 Faraday = 96500 C || Q = I t || 1 equivalente = 96500 C. Nº de equivalentes = m. nº oxidación / Masa molar ||
 * ............m = M I t / Z F