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Curso: Fecha:

Colegio ________________Departamento de QumicaNivel: NM4

Gua de Contenidos y EjerciciosUnidad n2: Reacciones RedoxAprendizajes Esperados: Analizar los conceptos de oxidacin y reduccin como sistemas simultneos en un proceso redox. Equilibrar ecuaciones Redox en medio cido y medio bsico para comprender el balance de ecuaciones en dnde se transfieren electrones Relacionar el concepto de celda voltaica como un sistema qumico espontneo til para la produccin de electricidad.

Ocurren reacciones de oxidacin reduccin (redox) cuando las sustancias que se combinan intercambian electrones. De manera simultanea, con dicho intercambio, tiene lugar una variacin en el nmero de oxidacin (estado de oxidacin) de las especies qumicas que reaccionan. El manejo del numero de oxidacin es imprescindible para el balanceo de las reacciones redox.

Las reacciones redox o de xido-reduccin son aquellas donde hay movimiento de electrones desde una sustancia que cede electrones (reductor) a una sustancia que capta electrones (oxidante).

Estados de Oxidacin o Nmero de Oxidacin

ValenciaEl concepto de valencia generalmente se asocia a la capacidad de combinacin de un elemento. En nuestra estructura de Lewis correspondera a la cantidad de electrones que el elemento pone en juego, es decir, qu cantidad de sus electrones de valencia participan en enlaces.Cuando los tomos se enlazan lo hacen a travs de sus electrones ms externos (electrones de valencia)Ejemplo:

El elemento central azufre acta con valencia 6, cada oxgeno con valencia 2 y cada hidrgeno con valencia 1.Son los electrones que determinan las propiedades qumicas de un elemento. Son los electrones en el ltimo nivel de energa

Nmero de Oxidacin: Es un nmero positivo o negativo de cargas, que podra definirse como la carga real o aparente que tiene un tomo dentro de una molcula, estructura o ion, que se supone tendran los tomos de un elemento dado, si todos sus enlaces fuesen inicos, si los electrones fueran transferidos totalmente.

Tambin puede ser definido como la carga que tendra un tomo, si los electrones en cada enlace fueran asignados al elemento ms electronegativo. Para predecir el camino recorrido por los electrones de los reactantes a los productos es calculando el estado de oxidacin o el nmero de oxidacin (NO), el que es asignado arbitrariamente a cada elemento sobre la base de un conjunto de reglas, y que permite. indicar la cantidad de electrones que podra ganar o perder un elemento. Cabe destacar que la asignacin del NO, a cada elemento, se hace bajo el supuesto de que los enlaces del compuesto del cual forma parte, son 100% inicos, es decir, que los electrones se transfirieren completamente de una especie a otra

Reglas para el clculo del nmero de oxidacin1. La suma de los nmeros de oxidacin de todos los tomos que forman un compuesto siempre debe ser igual a cero.Ejemplo:

2. El nmero de oxidacin de todos los tomos que forman un ion poliatmico o monoatmico, debe ser igual a la carga de dicho ion.Ejemplo:

3. El nmero de oxidacin de todo elemento que se encuentre en estado libre, o sea sin combinarse con ningn otro elemento, es ceroEjemplo:

4. El nmero de oxidacin del oxgeno es, por lo general, (en los xidos y en los iones poliatmicos). Son algunas excepciones, en el perxido (), donde su nmero de oxidacin es y en el ion superxido (), donde su nmero de oxidacin en .

xidos:Perxidos:Superxidos:

5. El hidrgeno tiene nmero de oxidacin igual a 1+. Excepto cuando est enlazado con metales en compuestos binarios (hidruros) donde su nmero de oxidacin es . Ejemplo Hidruro:

6.

7. En el caso de los halgenos el nmero de oxidacin del flor en todos sus compuestos es 1- sin embargo Pueden tener nmero de oxidacin 1- cuando son halogenuros o 1+, 3+, 5+ y 7+ cuando aparecen en sus respectivos iones poliatmicos.

7. Los nmeros de oxidacin de los elementos que forman compuestos covalentes binarios (compuesto que forman entre no metales) son las cargas virtuales 2 que se asignan con base en la electronegatividad de los elementos combinados. Al elemento ms electronegativo se le asigna la carga negativa total (como si fuera carga inica). Al otro elemento del compuesto se le signa carga positiva (tambin como si fuera carga inica). En los compuestos binarios covalentes, la carga virtual se asigna segn la secuencia que aparece a continuacin. El elemento que llevar la carga virtual negativa se halla a la derecha de la lista y los que le proceden llevarn la carga positiva.

Si En la frmula del compuesto no hay hidrgeno ni oxgeno, se asigna el nmero de oxidacin negativo al elemento ms electronegativo (EN) que en carbono.Ejemplo:

METALES

NONMBRESIMBOLOVNONMBRESIMBOLOVNONMBRESIMBOLOV

LitioSodioPotasioRubidioCesioFrancioPlataAmonio

1BerilioMagnesioCalcioEstroncioBarioRadioCincCadmio

2Aluminio3

CobreMercurio1 2

Oro1 3

CromoManganesoHierroCobaltoNquel

2 3

EstaoPlomoPlatino2 4

NO METALES

NONMBRESIMBOLOVUROSNONMBRESIMBOLOVUROS

Hidrgeno1-1Nitrgeno1 3 5(2 4)-3

Flor-1FsforoArsnicoAntimonio3 5-3

CloroBromoYodo1 3 5 7-1Boro3

Oxgeno-2 (-1)Bismuto

3 5

AzufreSelenioTelurio4 6-2Carbono2 4-4

Silicio4-4

Magnesio4 6 7

CromoMolibdenoWolframio6

En todas las ecuaciones Redox debe cambiar el nmero de oxidacin de algunos iones, es decir, se han transferido electrones. Pretender balancearlas por tanteo o simple inspeccin es una misin casi imposible. Para su balance se pueden utilizar dos mtodos:

EjemplosEn el cido sulfricoEn el perxido (agua oxigenada)En el amonacoPermanganato de potasioIon fosfato monocidoIon amonio

El estado de oxidacin de cada oxgeno es -1 y de cada hidrgeno es +1El estado de oxidacin del nitrgeno es -3 y de cada hidrgeno +1El estado de oxidacin del potasio es +1 por pertenecer al grupo IA mientras que para el oxgeno es -2L estado de oxidacin del fsforo es +5, de cada oxgeno -2 y cada hidrgeno +1El estado de oxidacin del nitrgeno es -3 y de cada hidrgeno +1

Para que los conceptos de valencia y estado de oxidacin queden ms claros, en la tabla se muestran los electrones de valencia, la valencia y el estado de oxidacin para el elemento cloro en distintas molculas.

NombreFrmulaEstructuraElectrones de valenciaValenciaEstado de Oxidacin

Cloruro de hidrgeno71-1

cido hipocloroso71+1

cido Cloroso73+3

cido clrico75+5

cido perclrico77+7

Reacciones de Oxidacin- Reduccin. Reacciones Redox

Las reacciones de xido-reduccin (redox) comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y en estos casos, el balanceo se efecta aplicando procedimientos sistemticos.

La sustancia que cede electrones, se oxida. La sustancia que gana electrones, se reduce.

Puede sonar raro que la sustancia que se oxida pierda electrones y la sustancia que se reduce gane electrones, porque uno se pregunta, cmo se puede reducir una sustancia que est ganando algo? Precisamente porque lo que est ganando son electrones, que tienen carga negativa.

Uno en la vida puede ganar muchas cosas positivas, pero tambin puede ganarse problemas, que son cosas negativas. Por suerte, ganar o perder electrones no es problema para ninguna sustancias, pero puede serlo para ti si no sabes cmo responder una pregunta de oxidacin reduccin.

La sustancia que se oxida al reaccionar, reduce a la otra sustancia con la cual est reaccionando, porque le est quitando electrones: decimos que es un reductor. La sustancia que se reduce al reaccionar, oxida a la otra sustancia con la cual est reaccionando, porque le est regalando electrones: decimos que es un oxidante. Resumiendo:

Ejemplo: Reaccin entre el sulfato de cobre (II) y el Zinc metlico. Al introducir la lmina de zinc en la disolucin concentrada de sulfato de cobre (II), pasados nos segundos se observa que esta se recubra de una capa de color rojizo, segn la ecuacin:

El sulfato de cobre y el sulfato de zinc se disocian en iones

Como el ion sulfato aparece en ambos lados y es idntico se puede eliminar de la ecuacin neta

Lo que indica que en la reaccin inica, el tomo de zinc elctricamente neutro se transforma en ion que cede dos electrones

El ion Cobre (II) se ha convertido en un tomo de cobre metlico, para lo cual ha aceptado dos electrones.

Se deduce que en una ecuacin inica involucre dos procesos, una en la que se pierden electrones y otra en la que se ganan electrones, es decir, la reaccin de reduccin y de oxidacin respectivamenteOxidacin

Reduccin

Existe una transferencia de electrones, desde el Zinc, sustancia que se oxida, o que cede electrones hacia el ion cobre (II), sustancia que se reduce, lo que provoca un flujo de electrones, llamada por los qumicos electricidad

La especie que se oxida, o sea, que cede electrones, es el responsable de que la otra sustancia, que se reduce, acepte los electrones, y viceversa, la sustancia que gana electrones, es la responsable de que la otra los libere. Por lo tanto, cada sustancia recibe un nombre particular, dependiendo de la tarea asignada para que ocurra el flujo de electrones.

OxidacinAgente Reductor

ReduccinAgente Oxidante

Redox

Oxidacin: Se refiere a la media reaccin donde un tomo o un grupo de tomos pierden . En este caso el nmero de oxidacin de la especie que se oxida tiende a aumentar.Ejemplo: En la Oxidacin hay: Prdida de electrones Aumento del nmero de oxidacin

Reduccin: Se refiere a la media reaccin donde un tomo o un grupo de tomos ganan . En este caso el nmero de oxidacin de la especie que se reduce tiende a disminuir.Ejemplo: En la Reduccin hay: Ganancia de electrones Disminucin del nmero de oxidacin

Agente Reductor:Es la sustancia que se oxida (pierde ) provoca la reduccin de otra.Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana ) provocando la oxidacin de otra

Reaccin Redox: Una sustancia reductora cede electrones a otra oxidante. El oxidante se reduce y el reductor se oxida.

En una reaccin redox existen dos semirreacciones que representan al proceso de oxidacin y al proceso de reduccin que ocurren simultneamente. Para obtener la reaccin global, se deben sumar las dos semirreacciones.

En una reaccin Redox siempre habr una sustancia que se oxida (pierde ) para que otra pueda reducirse (ganar ), es decir, habr un agente reductor y una agente oxidante. Cuando la sustancia sufre oxidacin y reduccin al mismo tiempo, se trata de una dismutacin. La nica manera segura de identificar un proceso Redox es comparando los nmeros de oxidacin de todos los elementos presentes en los reactivos y productos, cualquier cambio en el nmero de oxidacin garantiza que la reaccin es redox.

Para identificar una reaccin redox debe existir, entonces, un cambio en los estados de oxidacin

Ejemplo:

Si se observa, en los reactantes los elementos tienen un estado de oxidacin y en los productos no existe algn cambio, por lo tanto, las reacciones acido-base no son reacciones redox.

Ejemplo:

Se observa que el Zn metlico se oxida a ion , a la vez que e ion se reduce a metlico. Por lo tanto existe un cambio en el nmero de oxidacin, entonces, es una reaccin redox. Se pueden escribir dos semirreacciones

Se eliminan las sustancias y los electrones que se encuentran en ambos lados de la reaccin y que se encuentran en las mismas condiciones, por ejemplo, en cada lado de la reaccin se presentan dos electrones.

Equilibrio con transferencia de electrones. Balance de ecuacionesDe acuerdo al modelo general: Po lo tanto:

Las reacciones de oxido-reduccin se definen como reacciones donde existe transferencia de electrones de un agente reductor a un agente oxidante.

Conclusin: El proceso de oxidacin ocurre en el agente reductor El proceso de reduccin ocurre en el agente oxidante Ambos procesos ocurren simultneamente.

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Para que exista un balance de una reaccin qumica, siempre se debe obedecer a la Ley de la Conservacin de la Masa, es decir, que la cantidad de cada elemento debe ser a misma en ambos lados de la ecuacin (reactantes y productos) y es las reacciones de oxido reduccin se debe balancear adems, a ganancia y prdida de electrones. En las reacciones inicas, se consideran slo las especies en las que se produce un cambio en el nmero de oxidacin de las especies participantes, no obstante, sabemos que las otras especies que no sufren cambios, a las que normalmente se denominan espectadores, influyen en el equilibrio y balance de la reaccin redox.

En resumen:

Cede electrones = se oxida = es reductor. Gana electrones = se reduce = es un oxidante. Agente oxidante: es toda sustancia, molcula o ion capaz de captar electrones, por lo tanto se reduce. Agente reductor: es toda sustancia, molcula o ion capaz de ceder electrones, por lo tanto se oxida. Oxidacin: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento qumico cede electrones, lo que se traduce en un aumento de su ndice de oxidacin. Reduccin: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento qumico capta electrones,

Mtodos para el Balance Qumico para reacciones Redox.a) Mtodo del electrn y valencia (Nmero de oxidacin)Recibe el nombre porque para aplicarlo hay que revisar los nmeros de oxidacin (valencias) de cada elemento en la ecuacin para posteriormente saber que especie se oxid y cual se redujo. Se puede resumir en los siguientes pasos:1. Calcular los nmeros de oxidacin de cada uno de los elementos que aparecen tanto en los reactivos como en los productos de la ecuacin. Esto permite identificar las especies que se oxidan y que se reducen.

Conclusin: Cambia el nitrgeno del (5+), al Nitrgeno del (2+) Cambia el azufre del (2-) al azufre metlico (0)

2. Se escriben las semirreacciones de oxidacin y de reduccin para las especies identificadas en el paso anterior. Recordemos que en la oxidacin los electrones se colocan como productos porque se han liberado, mientras que en la reduccin los electrones deben ir a la derecha porque se requieren (reactivos) para que se de las misma.

3. Se igualan la cantidad de electrones que se perdieron en la oxidacin con la cantidad de electrones que se ganaron en la reduccin, para ello se tendr que multiplicar cada semireaccin por los coeficientes apropiados. (en el ejercicio se deben igualar la cantidad de electrones)

4. Se suman las dos semireacciones (de oxidacin y de reduccin). Esto significa que a la izquierda de la ecuacin debern quedar el agente reductor y el agente oxidante, mientras que a la derecha debern quedar los productos de la oxidacin y la reduccin de estas especies. Al sumar las semireacciones se simplifica la cantidad de electrones perdidos y ganados (esto garantiza que los electrones han sido transferidos cuantitativamente, no pueden faltar ni sobrar ).

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5. Los coeficientes obtenidos en el paso anterior sirven para ajustar la ecuacin original, no obstante, en la mayora de las reacciones es necesario terminar l balanceo por simple tanteo.

Luego se termina de equilibrar por tanteo

Ejercicios:a) b) c) d) e) f)

Mtodo para igualar ecuaciones por in-electrn en Medio cido.1. Si la ecuacin est en forma molecular hay que pasarla a forma inica. Aqu hay que tener en cuenta que los elementos libres, los xidos, el no se disocian, slo se disocian los electrolitos (cidos, bases y sales)Ejemplo: (Ecuacin Molecular) (Inica)2. Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones parciales o semirreacciones del agente oxidante y del agente reductor, es decir, se identifica el agente reductor y el agente oxidante:

3. Se balancea por tanteo (inspeccin) los tomos distintos de los de H y O

4. Igualar los tomos de oxigeno agregando molculas de para balancear los oxgenos:

5. Igualar los tomos de hidrgenos, colocando iones (Iones de hidrgeno) donde falta hidrgeno.

6. Contar la carga total en ambos lados de cada ecuacin parcial y agregar electrones en el miembro deficiente en carga negativa o que tenga exceso de carga positiva.

7. Igualar el nmero de perdidos por el agente reducir, con los ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los nmeros mnimos necesarios para esto.

8. Sumar las dos semirreacciones cancelando cualquier cantidad de , o que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendr la ecuacin finalmente balanceada.

9. Si la ecuacin fue dada originalmente en forma inica, sta es la respuesta del problema.Si la ecuacin fue dada originalmente en forma molecular, se debe trasladar estos coeficientes de la ecuacin molecular balanceada:

Mtodo para igualar ecuaciones por in-electrn en Medio Bsico.1. Se aplica las mismas reglas que en el medio cido hasta el paso 3 (Ecuacin Inica)

2. Se procede a equilibrar los tomos de oxgenos agregando tantas molculas de agua en el miembro ms oxigenado.3. Al agregar un cierto nmero de molculas de agua se produce un desequilibrio en el nmero de tomos de hidrgeno, su ajuste se realiza agregando iones en el miembro que sea necesario.

4. Se ajustan las cargas elctricas de ambas semirreacciones agregando tantos electrones como sea necesario. Los electrones siempre deben estar en el lado opuesto del agente reductor en el mismo miembro donde se encuentra el agente oxidante.

Ejercicios: Balancee por el mtodo del in electrn las siguientes reacciones a) (medio cido)b) (en medio cido)c) (medio cido)d) (medio bsico)e) f) g)

Clculos estequiomtricos en las reacciones redox Al igual que sucede en las reacciones cido base

n de equivalentes del oxidante= n de equivalentes del reductor

O expresado de otra manera:

Nox Vox=Nred.V red

Hay que tener en cuenta que la valencia redox= nmero de electrones que se intercambian en la semirreaccin correspondiente. Peso molecularEn todos los casos: Peso equivalente = Valencia redox

N de equivalentes= nmero de moles x valencia

Normalidad= molaridad x valencia Masa en gramosN de equivalentes= Peso equivalente

ElectroqumicaLa electroqumica es la rama de la qumica que estudia la transformacin entre la energa elctrica y la energa qumica. Los procesos electroqumicos son reacciones redox (oxidacin-reduccin) en donde la energa liberada por una reaccin espontnea se convierte en electricidad o la energa elctrica se aprovecha para inducir una reaccin qumica.La electroqumica trata con reacciones REDOX que generan o utilizan energa elctrica. Estas reacciones se producen en celdas electroqumicas.Las reacciones redox tienen una amplia gamma de aplicaciones en nuestro diario vivir, como por ejemplo en el campo de la electroqumica, y se utilizan para producir energa elctrica. Celda electroqumica: Sistema que consiste en al menos dos electrodos sumergidos en una misma disolucin o bien separados en contacto electroltico. Electrodo: Sistema electroqumico compuesto al menos por dos fases, una de las cuales es generalmente un conductor electrnico (usualmente un metal) y la otra es un conductor inico (generalmente una disolucin acuosa que contiene un electrolito) Reaccin del electrodo: Es la reaccin que se produce entre las dos fases del electrodo y entre las cuales se produce una transferencia de carga.

Las celdas electroqumicas se pueden clasificar en:i. Celdas galvnicas: Tambin se denominan celdas voltaicas o pilas. Aprovechan una reaccin REDOX espontanea para producir energa elctrica. Esto significa que se transforma energa qumica en energa elctrica. ii. Celdas electrolticas: Requieren una fuente externa de energa elctrica para generar una reaccin qumica REDOX no espontnea.i. Celdas voltaicas o galvnicasCorresponden a un dispositivo en que la transferencia de electrones se produce a una conexin entre dos electrodos separados y no directamente entre los reactivos, liberando espontneamente energa que puede emplearse para realizar un trabajo elctrico.Por lo tanto, Todas las pilas o celdas galvnicas se basan en reacciones de xido-reduccin espontneas. El diseo de las pilas es tal que los electrones son transferidos desde el agente reductor al agente oxidante, a travs de un circuito externo. De este modo, se genera una corriente elctrica.El nombre ms comn con que se conocen las celdas galvnicas o voltaicas es el de pila. Pero tambin se usa la palabra batera, que puede referirse a una sola pila o a una combinacin de pilas.

Un ejemplo clsico de pila galvnica en la pila de Daniell:La pila galvnica es un sistema electroqumico capaz de transformar la energa qumica contenida en las sustancias reaccionantes a energa elctrica. Se compone de 2 electrodo (metales) el ctodo y el nodo y de un conductor inico (el electrolito). El puente salino no participa en la reaccin de transferencia de electrones, ms bien permite mantener la neutralidad durante la reaccin redox.Cuando la reaccin ocurre, en el electrodo que hace las veces de ctodo se produce la reaccin de reduccin y en el caso de la figura los iones de cobre se reducen a cobre metlico ().

Por convencin, el electrodo en que se produce la oxidacin es el nodo (signo negativo), mientras que el electrodo donde ocurre la reduccin se denomina ctodo (signo positivo).

En el nodo ocurre la oxidacin y la barra de cinc llegan al ctodo y se produce la reduccin de los iones de cobre.La evidencia de la reaccin electroqumica se verifica por la disolucin de la barra de cinc y por el valor de potencial (voltaje) que muestra el voltmetro ubicado entre los electrodos.

nodo: (semirreaccin de oxidacin, polo negativo)

Se lleva a cabo en el vaso de la izquierda. El zinc metlico genera iones Ctodo (semirreaccin de reduccin, polo positivo)

Celdas voltaicas comercialesa) Pila seca o pila de Leclanch: Esta pila se utiliza comnmente en linternas y radios. Est conformada por una barra de carbono, que se ubica en el centro de la pila y cumple la funcin de ctodo. Esta barra de carbono est rodeada por una pasta hmeda formada por dixido de manganeso (MnO2), cloruro de amonio (NH4Cl), cloruro de cinc (ZnCl2) y grafito (carbono) pulverizado. El nodo est constituido por una lata de cinc en contacto con la pasta sealada. El voltaje de esta pila es 1,5 V y no es recargable.b) Pilas alcalinas: Se diferencian de la pila seca en que la pasta interior se compone de hidrxido de potasio (KOH) y dixido de manganeso (MnO2). Esta pila tiene un voltaje de 1,5 V y la ventaja que dura mucho ms que la pila seca.c) Pila de litio: Hay diferentes diseos de pilas o bateras de litio. Estas bateras tienen varias ventajas, entre ellas, una alta proporcin energa/masa.d) Acumulador de plomo: El acumulador est formado por 6 pilas en serie. Cada pila tiene un potencial de 2 V, de tal manera que el voltaje del acumulador es de 12 V. Es una batera recargable, que se usa en vehculos motorizados. Cada celda galvnica est formada por un nodo de plomo y un ctodo de PbO2. El electrolito es una solucin de acido sulfrico. En este dispositivo, la fuerza electro motriz proviene de la oxidacin del plomo metlico en el nodo y la reduccin del dixido de plomo en el ctodo. Una caracterstica ventajosa de este dispositivo es que si hacemos circular electrones en sentido contrario, usando una fuente externa de energa, podemos invertir el proceso y cargar la batera.

ii. Electrlisis y celdas electrolticasA la inversa de las celdas voltaicas, en que se produca electricidad a partir de una reaccin redox espontnea, es posible utilizar energa elctrica para llevar a cabo reacciones redox no espontneas.Este tipo de procesos qumicos impulsados por una fuente externa de energa elctrica, se denominan reacciones de electrlisis, y se llevan a cabo en celdas o cubas electrolticas. La electrlisis es el proceso qumico producido por el paso de corriente elctrica sobre una o ms sustancias qumicas, las que pueden estar fundidas o en solucin.

a) Electrolisis de cloruro de sodio fundido: En este proceso electroltico se introducen dos electrodos inertes en cloruro de sodio fundido y se aplica un voltaje externo apropiado para llevar a cabo la reaccin qumica no espontanea de reduccin del ion Na+ a Na y la oxidacin del ion Cl a Cl2.

b) Electrolisis de solucin de cloruro de sodio: En general, en el nodo se obtiene, cloro, mientras que en el ctodo, hidrgeno. No hay posibilidad de obtener sodio metlico, el que permanece como ion Na+ en la disolucin, considerando la fuerte reactividad del sodio con el agua.

La convencin de signos para una cuba electroltica es opuesta a la de una celda voltaica.El ctodo es el electrodo negativo y es donde ocurre la reduccin; mientras que el nodo es el electrodo positivo y es donde se produce la oxidacin.En el ejemplo,en que se genera sodio metlico y cloro gaseoso,los electrodos son inertes, es decir, no participan en la reaccin.

Reduccin:Oxidacin: Puesto que el nmero de electrones perdidos debe ser igual al nmero de e ganados, se debe amplificar por2la primera ecuacin:

Reduccin:Combinando ambas ecuaciones:

Ejemplos importantes son los procesos de purificacin electroltica de metales,como el cobre, zinc, cobalto y nquel yla, electro depositacin de metales,como plata, nquel cromo u oro sobre otros metales,ya sea con fines decorativos o para protegerlos de la corrosin.

Bateras

Potenciales Estndar o Normal de Reduccin (E)Es una forma de medir la tendencia de un electrodo en el que se produzca una reduccin. Se determinan formando pilas galvnicas entre el electrodo problema y el de hidrgeno, cuyo valor se considera 0,00V como referenciaPara establecer un electrodo patrn se utiliza el concepto de estado estndar para este propsito, se ha elegido el electrodo de hidrogeno, en su estado estndar, es decir, a 1 atm de presin y 25 C, al que se le asigna, arbitrariamente, un potencial igual a cero.No es posible conocer el potencial absoluto de cada electrodo o semipila, aunque si se sabe que los electrones fluyen desde el punto de mayor potencial al de menor potencial.

En este caso se utiliza un electrodo de gas hidrgeno como referencia formado por gas H2 a una presin de 1 atm y sumergido en una disolucin que contiene H+ en una concentracin de Como conductor electrnico utiliza un alambre de platino cuyo terminal sumergido en la disolucin de H+ tiene una lmina que contiene negro de platino. A este electrodo se le asigna un potencial de 0 V a 298 K.

Todos los potenciales obtenidos contra este electrodo se llaman potenciales normales o estandarizados La concentracin de las especies en disolucin es 1 mol.L-1.

Determinacin experimental de potenciales normales

Si se tiene la siguiente Pila o Celda Galvnica:

Zn/Zn (1molL-1) // Cu (1mol/L-1) / Cu

Esta pila genera espontneamente una diferencia de potencial (E) de La diferencia de potencial observada corresponde a la diferencia de potencial observada entre los dos electrodos o semipilas en este caso

Si tiene el electrodo Zn/Zn+2l, en que la concentracin de Zn2+ es 1 mol.L-1, conectado con el electrodo de Hidrgeno H2/H+, se tiene la siguiente pila: Zn/Zn (1 mol/L-1) // H+(1mol/L-1)/ H2 (1atm,Pt)La diferencia de potencial ( Eo) observada en esta pila es de 0720 V.

Signo del potencial del electrodo Zn/Zn2+ u otro que se conecte con el electrodo de referencia.

En este caso el Zn experimenta una oxidacin y el H+ una reduccin. Si el electrodo Zn/Zn2+ experimenta una oxidacin con respecto al electrodo referencia entonces la diferencia de potencial observada y asignada como potencial al electrodo Zn/Zn2+se le asigna el signo +. Conclusin, el potencial normal del electrodo Zn/Zn2+ es de

Si el electrodo de Zn/ Zn2+ se remplaza por otro por ejemplo el electrodo Cu/Cu2+ la diferencia de potencial (Eo) observada corresponde a 0.3448 V. En este caso el electrodo Cu/Cu+2, el Cu2+ experimenta una reduccin y el gas H2 una oxidacin, entonces la diferencia de potencial observada y asignada como potencial al electrodo Cu/Cu2+ se le asigna signo -. Conclusin, el potencial normal del electrodo Cu/Cu2+ es de

Potenciales determinados:

De esta forma se han determinados los potenciales normales de una serie de electrodos o semipilas, elaborndose la conocida Tabla de Potenciales Normales, como en este caso los potenciales normales determinados se encuentran escritos en el sentido de la oxidacin se le llama Tabla de Potenciales Normales de Oxidacin. Otro criterio es expresar los potenciales normales en el sentido de la reduccin, para lo cual se invierten los signos obtenindose la Tabla de Potenciales Normales de Reduccin. En este curso se utilizar el criterio en el sentido de la oxidacin.

Fem de la Celda (Potencial de la celda)La celda galvnica genera energa elctrica por la reaccin espontnea que all se produce. En otras palabras, la celda convierte el cambio de energa libre (G) de la reaccin espontnea en energa cintica de los electrones, lo que da lugar a una corriente elctrica, la cual fluye desde el electrodo negativo: nodo al electrodo positivo: ctodo. Este flujo espontaneo de electrones se debe a una diferencia de voltaje o potencial elctrico entre los dos electrodos de la celda. Esta diferencia se conoce como potencial de celda, Ecelda o fuerza electromotriz (fem), que se expresa en unidades voltios.

Las celdas que funcionan espontneamente se observa que el potencial de celda es positivo. Esto significa que la reaccin inversa de la celda no ocurre, porque le corresponde un potencial negativo. Por lo tanto, mientras ms positivo sea el potencial de una semirreaccin, aumenta el grado de espontaneidad de la misma.Potencial de la celdaProcesoVariacin de energa libre

E celda > 0Espontneo< 0

E celda < 0No espontneo> 0

E celda = 0Estado de equilibrio= 0

Fuerza electromotriz de la pila

E0pila=E0ctodo-E0nodo

La reaccin ser espontnea si E0pila>0

Una especie ser ms oxidante cuanto mayor sea su potencial estndar y por el contrario ser mas reductor cunto ms negativo sea el potencial de Standard de reduccin.

Observaciones generales de la Tabla de Potenciales Normales de Oxidacin. Algunos ejemplos:

Eo/V

Li/Li+ 3.05

K/k+ 2.93

Eo/VLi/Li+ 3.05K/k+ 2.93Ca/Ca2+ 2.87Al/Al3+ 1.66Zn/Zn2+ 0.76...H2/H+ 0.0

Cu/Cu+2 - 0.34Fe2+/Fe3+ - 0.77Br-/ Br2 - 1.07Mn2+/MnO4- -1.52.

Si el potencial normal de oxidacin es positivo, lo que ocurre con todas las semipilas ubicadas por sobre el electrodo de referencia, significa que el sistema es reductor.

Mientras ms positivo ms reductor. El sistema ms reductor de todos es el que encabeza la tabla en este caso Li/Li+. El reductor de este sistema, en este caso Li, es un reductor muy fuerte por lo tanto le corresponde un oxidante conjugado muy dbil, es decir al Li+. El oxidante ms dbil es el que encabeza la tabla escrito en el lado derecho, en este caso el Li+.

Todas las especies reducidas sobre el electrodo de referencia son ms reductoras que la especie reducida del electrodo de referencia, en este caso el H2. La fuerza de las especies reductoras escrita a la izquierda de la Tabla aumenta de abajo hacia arriba.

Si el potencial normal de oxidacin es negativo, lo que ocurre con todas las semipilas ubicadas por debajo del electrodo de referencia, significa que el sistema es oxidante.

Mientras ms negativo ms oxidante. El sistema ms oxidante de todos es el que cierra la tabla, en el ejemplo citado sera la semipila Mn2+/MnO4-. El oxidante de este sistema, en este caso el MnO4- sera el oxidante ms fuerte, por lo tanto le correspondera el reductor ms dbil, en este caso sera el Mn2+.

El reductor ms dbil sera el que cierra la tabla escrito en el lado izquierdo, en este caso sera el Mn2+. Todas las especies oxidantes ubicadas por debajo del electrodo de referencia son ms oxidantes que la especie oxidante del electrodo de referencia, en este caso H+. La fuerza de las especies oxidantes escritas a la derecha de la Tabla aumenta desde arriba hacia abajo.

Fuerza reductora (izquierda) y Fuerza Oxidante (derecha)

Para qu sirven los potenciales normales de oxidacin?

Sirven para predecir tericamente si una reaccin redox ocurrir o no. Si el potencial final de la reaccin redox es positivo (+) significa que termodinmicamente ocurrir en las condiciones estndar establecida. Al inverso si el potencial final es negativo (-) sta no ocurrir.

Por ejemplo: Ocurrir la reaccin redox si una lmina de Zn metlica se introduce en una disolucin de Cu2+ 1 mol L-1?

La lmina de Zn no tiene otra opcin que oxidarse y la disolucin de Cu2+ reducirse. Se tendrn las siguientes semirreacciones con sus respectivos potenciales normales de oxidacin:

Zno ===== Zn2+ + 2 e Eo = 0.76 V Cu2+ + 2e ===== Cuo Eo = 0.34 V Zno + Cu2+ === Zn2+ + Cuo EoF = 1. 11 V

El potencial de la pila Cu/Cu+2 se invierte de signo respecto a la Tabla por escrita en el sentido inverso a la oxidacin. El potencial normal final es positivo (+) por lo tanto la reaccin ocurrir.

Si la pregunta es al inverso: Ocurrir la reaccin redox cuando una lmina de Cu metlico se introduce en una disolucin de Zn2+ 1 mol/L?

Se tendrn las siguientes semirreacciones con sus respectivos potenciales normales:

Zn2+ + 2 e ===== Zno Eo = - 0.76 V Cuo ===== Cu+2 + 2e Eo = - 0.34 V Cu + Zn2+ ==== Cu2+ + Zno EoF = - 1.10 V

De acuerdo al valor de potencial normal final esta reaccin no ocurrir. La explicacin se encuentra en que segn la Tabla de Potenciales Normales de Oxidacin el Cuo es un agente reductor ms dbil que el Zn y el Zn+2 es un agente oxidante ms dbil que Cu2+.Las Tablas de Potenciales vienen dada a pH=0 (medio cido) y pH= 14 ( medio Bsico), por lo que hay que usar los potenciales segn el medio de la reaccin redox.

Potenciales de reduccin

Ecuacin de Nernst

Corrosin

Es un proceso natural de oxido-reduccin por el cual se destruye la superficie de un metal. La corrosin se la asimila a una celda electroqumica.Para prcticamente todos los metales la oxidacin es un proceso termodinmicamente favorable en aire, a temperatura ambiente. La oxidacin destruira completamente a los metales si no fuera porque la capa de xido que se forma sobre ellos es impermeable al O2 y al agua, deteniendo el proceso.Las reacciones de corrosin son reacciones REDOX espontneas. La corrosin ms importante se observa en el hierro. El hierro expuesto al aire hmedo se oxida a ion ferroso, Fe2+, en aquellos puntos en que presenta picaduras. Los electrones liberados en el nodo reducen al oxigeno atmosfrico a agua en el ctodo.Reaccin andica: 2 Fe (s) 2 Fe2+ (ac) + 4e- Reaccin catdica: O2 (g) + 4 H+ (ac) + 4e- 2 H2O (l)

Reaccin global: 2 Fe (s) + O2 (g) + 4 H+ (ac) 2 Fe2+ (ac) + 2 H2O (l) Sin embargo, el proceso es aun ms complejo. Los iones Fe2+ formados son oxidados por el oxigeno a Fe3+ en presencia de agua, transformndose en xidos frricos hidratados, que constituyen lo que se llama herrumbre, Fe2O3 nH2O, donde n es un nmero variable de molculas de agua.