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Reacciones de transferencias
de electrones
5. Ajustar reacciones de oxidación-reducción y aplicarlas a problemas
estequiométricos. Saber el significado de potencial estándar de reducción
de un par redox, predecir, de forma cualitativa, el posible proceso entre
dos pares redox y conocer algunas de sus aplicaciones como la
prevención de la corrosión, la fabricación de pilas y la electrólisis.
• Se trata de saber si, a partir del concepto de número de oxidación,
reconocen este tipo de reacciones mediante el cambio en el número de
oxidación, indicando el oxidante, el reductor, la especie que se
oxida y la que se reduce,, las ajustan empleando semireacciones en
medio ácido o básico, en forma molecular o iónica, con una sola
especie que se oxide o reduzca entre los oxidantes (O2, Cl2, Cu2+,
Ag+, NO3–, CrO4
2–, Cr2O72–, MnO4
–) y los reductores (C, S, H2, Zn, Mg,
Fe2+, Sn2+, Cu+,: NO2–, SO3
2–, C2O42–, CO, NO, SO2), y las aplican a la
resolución de problemas estequiométricos y al cálculo de cantidades de
sustancias intervinientes en procesos electroquímicos (deposición de
metales, electrolisis del agua o de sales fundidas).
• También si, empleando las tablas de los potenciales estándar de reducción de un
par redox, predicen, de forma cualitativa, la posible evolución de estos procesos
interpretando datos de potenciales redox y usándolos para predecir el
sentido de reacciones en las intervengan, así como la estabilidad de unas
especies químicas respecto a otras, comprobando experimentalmente el
poder oxidante o reductor de unas especies frente a otras (
• metales frente a ácidos oxidantes o no oxidantes, Cu + HCl o HNO3
• metales frente a disoluciones de cationes metálicos). Cu + Zn SO4
• También se evaluará si conocen y valoran la importancia que, desde el punto de
vista económico, tiene la prevención de la corrosión de metales y las soluciones a
los problemas ambientales que el uso de las pilas genera
• Asimismo deberán describir los procesos electroquímicos básicos implicados en
la fabricación de cinc o aluminio en el Principado de Asturias.
• Asimismo, debe valorarse si son capaces de describir los elementos e interpretar
los procesos que ocurren en las CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS Y EN LAS
ELECTROLÍTICA, mediante experiencias tales como: la construcción de una pila
Daniell, la realización de procesos electrolíticos como deposiciones de metales, la
electrolisis del agua, etc.
• Oxidantes
O2, Cl2, Cu2+, Ag+, NO3–, CrO4
2–, Cr2O72–, MnO4
–
Se reducen O2/H2O
Cl2 / Cl-
Cu2+/ Cu
Ag+/Ag
NO3– / NO2 NO N2
CrO42– / Cr3+
Cr2O72– /Cr3+
MnO4– / Mn2+ MnO2
• Reductores
Se oxidan
C, S, H2, Zn, Mg, Fe2+, Sn2+, Cu+,: NO2–, SO3
2–,
C2O42–, CO, NO, SO2
Fe3+
• OXIDACIÓN Pérdida de electrones o aumento en el número de oxidación
Cu Cu2+ + 2e–
• REDUCCIÓN Ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación
Ag+ + 1e– Ag
• Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2
KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
Moléculas o iones existentes en la disolución:
– KMnO4 K+ + MnO4–
– H2SO4 2 H+ + SO42–
– KI K+ +I–
– MnSO4 Mn2+ + SO42–
– K2SO4 2K+ + SO42–
– I2 y H2O están sin disociar.
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o
iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de
átomos:
Oxidación: 2 I– I2 + 2e–
Reducción: MnO4– + 8 H+ + 5e– Mn2+ + 4 H2O
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 +
H2O • Tercera: Ajustar el nº de electrones de
forma que al sumar las dos
semirreacciones, éstos desaparezcan:
Ox.: 5 x (2 I– I2 + 2e–)
Red.: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e– Mn2+ + 4 H2O
Reacción global:
10 I– + 2 MnO4– 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
+ 16 H+ + 10 e– + 10 e–
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
• Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:
2 KMnO4 + 8 H2SO4 +10 KI 2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O
La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico (poco probable) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+3 +6 –2 +1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
Moléculas o iones existentes en la disolución: – Cr2(SO4)3 2Cr3+ + 3 SO4
2– – KClO3
K+ +ClO3–
– KOH K+ + OH– – K2CrO4
2 K+ + CrO42–
– KCl K+ + Cl–
– K2SO4 2K+ + SO42–
– H2O está sin disociar.
• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos:
Oxidación: Cr3+ + 8 OH– CrO4
2– + 4 H2O + 3e–
Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4– provienen
de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H.
Cr3+ + 4 H2O CrO42– + 8 H+ + 3e–
Sumamos 8 OH- a los dos miembros Cr3+ + 4 H2O + 8 OH- CrO4
2– + 8 H+ + 8 OH- 3e– Cr3+ + 8 OH– CrO4
2– + 4 H2O + 3e–
Se observa que sale lo mismo
Reducción:
ClO3– + 3 H2O + 6e– Cl– + 6 OH–
Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.
• Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:
Ox.: 2 x (Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–)
Red.: ClO3– + 3 H2O + 6e– Cl– + 6 OH–
Reacción global:
2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3– 2 CrO4
2– + 8 H2O + 3 H2O + 6 e– + 6 e– + Cl– + 6 OH–
2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3– 2 CrO4
2– + 5 H2O + Cl–
• Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:
1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + 1 KClO3
2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4
La 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.
Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K-1 mol-1.
a) Oxidación: (2 Cl– – 2 e– Cl2)·5
Reducción: (MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O)·2
R. global: 2 MnO4– + 16 H+ + 10 Cl– 2 Mn2+ + 5 Cl2
2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl
100 g de KMnO4 .(1 mol/158 g de KMnO4) . (5 moles de Cl2/2 moles de
KMnO4).(22,4 l de Cl2 en C.N./1 mol de Cl2 = 35,44 L
Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad)
• Reacciones espontáneas:∆ G<0
Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química:
Pilas voltaicas (Cuba electroquímica)
• Reacciones no espontáneas: ∆ G>0
Se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada:
Electrólisis (Cuba electrolítica)
Comparación de la polaridad de los
electrodos en pilas y electrólisis.
Pilas con hidrógeno
Razonar si será espontánea la siguiente reacción redox:
Cl2(g) + 2 I– (aq) 2Cl– (aq) + I2 (s)
• La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:
Reducción (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq)
Oxidación. (ánodo): 2 I–(aq) I2 (s) + 2e–
• Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Epila > 0:
• Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = +0’72 V > 0
luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a
reducirse que las de I2). (El cloro se reduce en presencia de iones ioduro)
Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un
electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de
ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente? (Dato potenciales de reducción)
• ¿Qué especie se reduce?
La que tenga mayor potencial de reducción. En este
caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.
• Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e– Ag(s)
• Oxid. (ánodo): Mg(s) Mg2+(aq) + 2e–
• Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)
Epila = 3,17 V
Electrólisis. Ecuación de Faraday.
Ag+ + 1 e- Ag Con 1 F se depositan 107,9 g de Ag
Cu+2 + 2 e- Cu Con 1 F se depositan 63,5/2 g de Cu
(O lo que es lo mismo con 2 F se depositan 63,5 g de Cu)
Al+3 + 3 e- Al Con 1 F se depositan 27/3 g de Al
(O lo que es lo mismo con 3 F se depositan 27 g de Al)
• Con un mol de electrones se puede reducir 1 mol de metal monovalente o ½mol de metal divalente, es decir, a una masa de (Mat/n), siendo n el nº de electrones ganados por la especie que estamos considerando (o perdidos si la especie se oxida).
Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos
Con I.t C se depositarán m (g)
-( )
96500 º 96500
eq atM I t M I t
m gn e
Las masas atómicas
son dato del
problemas
Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células
electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,
a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.
b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos:
Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1
Cu de g 5,53 =Cu mol 1
Cu de g 63.5
-e de mol 2
Cu mol 1
C 96.500
-e de mol 1C 16.800) s A.4200 (4
Al de g 1,57 =Al mol 1
Al de g 27
-e de mol 3
Al mol 1
C 96.500
-e de mol 1C 16.800) s A.4200 (4
a) Cu2+ + 2 e– Cu ; Al3+ + 3 e– Al
En el cátodo tiene lugar la reducción de los iones correspondientes a metal
Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células
electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,
a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.
b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos:
Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1
a) Cu2+ + 2 e– Cu ; Al3+ + 3 e– Al
b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g 96500 C/eq 96500 C/eq
Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g 96500 C/eq 96500 C/eq
Utilizando la ecuación de Faraday
Intensidad de corriente (en
Amperios) y tiempo (segundos)
Carga en culombios
Nº de moles de
electrones
Moles de sustancia reducida u oxidada
Masa de sustancia reducida u oxidada
Dado que el cloro es un gas podría
preguntar el volumen en
determinadas condiciones de P y T
La redox tiene lugar
en medio ácido, por
lo que se debe
recordar el ácido
sulfúrico que va en el
erlenmeyer
KMnO4+ H2O2+ H2SO4 K2SO4+ MnSO4+ O2+ H2O
KMnO4+ H2O2+ H2SO4K2SO4+ MnSO4+ O2+ H2O
2. ( MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O)
5( H2O2 - 2 e- O2+ 2 H+
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 K2SO4 + 2 MnSO4+ 5 O2 + 8 H2O
La redox tiene lugar en medio ácido, por lo que se debe
recordar el ácido sulfúrico que va en el erlenmeyer
Se lee en la bureta la cantidad de disolución de permanganato gastado y se
calcula la concentración del agua oxigenada
1. Ajuste la reacción que tiene lugar en el proceso
2. Determinar la concentración de la disolución inicial de agua oxigenada,
expresándola como Molaridad.
3. ¿Cuál será la concentración del agua oxigenada inicial expresada en
volúmenes?
4. ¿Qué indicador se utiliza en esta volumetría? Razone la respuesta
El agua oxigenada comercial es una disolución de agua oxigenada (H2O2)
en agua destilada con una concentración variable: del 3 al 30%. Esta
concentración se suele indicar en “volúmenes”, expresión que nos indica
el volumen de oxígeno que puede desprender un volumen determinado de
la disolución, así si un agua oxigenada es de 10 volúmenes quiere decir
que 1litro de esa disolución tiene una cantidad de agua oxigenada tal que
es capaz de desprender 10 litros de oxígeno, medidos en Condiciones
Normales cuando se produce su descomposición según la reacción:
2 H2O22 H2O + O2
, donde 2 moles de agua oxigenada (34 gramos) desprenden 1mol de
oxígeno gaseoso, el cual en condiciones normales ocupa 22,4 litros