Reacciones Redox

Estado de oxidación (E.O.)

• “Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos”.

• En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.

Principales estados de oxidación.

• 1. El número de oxidación de todos los elementos en estado libre es cero.

• 2. El número de oxidación del hidrógeno en sus elementos es +1 excepto en los hidruros metálicos donde es -1.

• 3. El número de oxidación del oxígeno en sus compuestos es -2, excepto en los peróxidos y súper óxidos, donde es -1 y -1/2 respectivamente.(𝐾𝑂2 , 𝐶𝑑𝑂4 )

• 4. En los iones monoatómicos, el número de oxidación corresponde a la carga que posea el ion.

• 5. Los elementos del IA del Sistema Periódico (metales alcalinos ) presentan en todos sus compuestos número de oxidación +1..

• 6.- Los elementos del IIA del Sistema Periódico presentan en todos sus compuestos número de oxidación +2..

7. En los haluros el número de oxidación del Fluor es siempre -1 , en los otros halógenos (Cl,Br,y I.) será -1 siempre y cuando se combinen con elementos menos electronegativos.

8.- En todo compuesto neutro, la suma de las cargas positivas y negativas debe ser igual a cero.

9.- En los iones poli atómicos, la suma de las cargas positivas y negativas debe ser igual a la carga del ion.

Ejemplo: Comprobar que la reacción de formación de

Fierro: Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2 es una reacción redox.

• Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).

• Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e– con el O a compartir los 4 electrones).

Oxidantes y reductores

• OXIDANTES: El la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.

• REDUCTORES: El la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.

• Ejemplo:

Zn + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag

• Oxidación: Zn (reductor) Zn2+ + 2e–

• Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– Ag°

Igualación reacciones redox (método del ion-electrón)

• Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).

• Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de e–

de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.

Igualación Medio ácido.1. Para igualar un átomo de H se agrega un protón(H+) al lado deficiente en hidrógeno.2. Para Igualar un átomo de oxígeno se agrega unamolécula de agua al lado deficiente en oxígeno y2H+ al lado opuesto.3. Para igualar cada semi-reacción eléctricamentese agregan los electrones necesarios al ladoapropiado en general al lado donde se encuentranlos H+.4. Multiplica c/u de las semireacciones por unmismo coeficiente que produzca el número deelectrones en cada semi reacción.

Igualación en medio básico.1. Por cada átomo de oxígeno que falte, se

agregan 2OH- y una molécula se agua al otro lado de la ecuación.

2. Por cada átomo de hidrógeno que falte se agrega una molécula de H2O y al otro lado de la ecuación un OH-.

Ejercicios Medio ácido

• Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag

• Cr2O7-2 + SO2 → Cr+3 + HSO4

-

• Zn + NO3- → ZnO2-2 + NH3

Ejercicios Medio básico

MnO4- + H2O2 → MnO2 + OH- + O2

CH3OH + MnO4-1 → MnO2 + CO2

Celdas electroquímicas, galvánicas o voltaicas

La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se llama:

• Voltaje de la celda

• -Fuerza electromotriz(fem) o

• -Potencial de la celda

Las celdas electroquímicas se clasifican en:

Comparación entre una celda voltaica y una celda electrolítica

Pila de Daniell

Notación abreviada

El puente salino

• El catión y el anión que se emplean en un puente salino deben ser aproximadamente del mismo tamaño y tener una carga de la misma magnitud para que se desplacen a la misma velocidad. Los iones del electrolito del puente salino deben ser inertes respecto a las soluciones de las dos medias celdas y respecto a los electrodos.

• A medida que se produce la oxidación y la reducción en los electrodos los iones del puente salino migran para neutralizar las cargas en los compartimientos de las celdas

El puente salino cumple tres funciones:

• Mantiene la neutralidad eléctrica en cada celda permitiendo la migración de los aniones al ánodo y de los cationes al cátodo.

• Cierra el circuito, permitiendo el contacto eléctrico entre las dos disoluciones

Potencial estándar de celda

• El potencial estándar de celda (ΔE°) es el voltaje asociado con una celda cuando todo los solutos se encuentran a 1 M y todos los gases están a 1 atm. Es siempre positivo y corresponde a la diferencia de potenciales del cátodo (semireacción de reducción) menos el potencial del ánodo (semireacción de oxidación)

• ΔE° celda = E° (cátodo) – E°(ánodo)

POTENCIALES ESTÁNDAR

Para evaluar los potenciales de las semirreaciones,se adoptan condiciones estándar de reactivos yproductos y se comparan con el potencial estándardel electrodo normal de hidrógeno al que seatribuye el valor de 0,00 voltios.

Surge así la tabla de potenciales estándar de reducción de las distintas semirreaciones.TABLA DE POTENCIALES

La tabla permite

1. Comparar la fuerza REDOX de los sistemas(semireacciones) enfrentados: a mayorpotencial, mayor poder Oxidante ( menor poderreductor) y viceversa.

2. Predecir el sentido de la reacción cuando seenfrentan dos sistema.