Temas de la Unidad 1. Reacciones de Oxido - Reducción Celdas electroquímicas

1. TEMAS DEL 2° BIMESTRE
2. Procesos electroquímicos:
a) Reacciones de oxidación – reducción.
La Diferencia Entre Oxidación Y Reducción
 En la química orgánica e inorgánica, hay muchas reacciones químicas que se
producen cuando dos moléculas son introducidas una con la otra. Cuando las
moléculas reaccionan, esta reacción les causa el ganar o perder electrones y se
dice que una reacción redox se ha llevado a cabo. Técnicamente una reacción
redox cambia el estado de oxidación de una molécula. Sin embargo, hay una
terminología simple disponible para explicar este fenómeno.
 Una reacción redox es la reacción de oxidación y reducción. Esencialmente, una
reacción de reducción ocurre, cuando una molécula pierde electrones. Una
reacción de oxidación ocurre cuando una molécula gana electrones. Las
reacciones redox siempre son ecuaciones equilibrados. Cuando una molécula
pierde un electrón, ese electrón cambia a la molécula vecina. La oxidación
representa una ganancia y la reducción una pérdida. Este proceso tiene lugar
todo el tiempo, en una variedad de objetos, de maneras diferentes.
¿Dónde se encuentran?
Lugares que sontestigosde una reacción Redox
 Una manzana partida poniéndose café sobre el mostrador.
 Una mancha de oxido creciendo en el parachoques de un coche.
 Un madero quemándose en el fuego.
 Una planta participando en la fotosíntesis.
 Una raíz de fijando nitrógeno a sí misma para ganar nutrientes.

2. Casos comunes de agentes Reductores
Cuando la reducción le ocurre al metal, a menudo lo llamamos corrosión. Todos los
metales pueden ser un agente reductor y renunciar a sus electrones.
 Metales activos – reducción de agentes que fácilmente ceden electrones
 Metales inactivos – agentes reductores que rara vez ceden electrones
Los metales activos comunes son: hierro, zinc, aluminio, cromo y magnesio. Se pueden
reducir fácilmente a través del contacto con el aire, agua y otros metales.
 Oxidación – corrosión o reducción que crea una sustancia desmenuzable llamada
óxido de hierro. A mayor reacción de reducción, más se come la sustancia por
óxido de hierro.
 Galvanización – protección de hierro con una capa o zinc. El zinc también se
reduce a óxido de zinc, pero este óxido no es fuerte y protegerá las capas internas
del metal.
Casos comunes de Agentes Oxidantes
 Cloro – se oxida cuando reduce los electrones de las manchas. Estas manchas
parcialmente descompuestas, son más fáciles de quitar.
 Peróxido de hidrógeno – es un agente oxidante que remueve electrones del
pigmento de su cabello y hace que se aclare.
 Ozono – es uno de los más fuertes agentes oxidantes. Quita electrones de muchos
de los productos naturales y de los hechos por el hombre, causando que se
deterioren más rápido. Es mediante la descomposición de las células en su cuerpo,
que de tal forma estimulan el crecimiento de las células cancerígenas.
Pasos para balancear una reacción de oxidación – reducción:
KMnO4 + FeO→ K2O + MnO + Fe2O3
1. Determinar el número de oxidación de cada elemento que forma el compuesto.
+1 +7 -2 +2 -2 +1 -2 +2 -2 +3 -2
KMnO4 + FeO → K2O + MnO + Fe2O3
2. Analizar reactivos y productos para ver que elemento cambió su número de
oxidación.
3. Escribir las ecuaciones de oxidación y reducción.
+2 +3
Fe → Fe2 + 1e ecuación de oxidación
+7 +2
Mn + 5e → Mn ecuación de reducción
4. Igualar número de electrones cedidos y aceptados
+2 +3
2Fe → Fe2 + 2e
+7 +2 Igualar cantidad de electrones perdidos.
Mn + 5e → Mn

3. 5. Multiplicar cada ecuación de manera cruzada
5 (2Fe → Fe2 + 2e)
2 (Mn + 5e→ Mn)
6. Resolver como sistema de ecuaciones simultaneas por suma o resta
10 Fe → 5Fe2 + 10 e
2Mn + 10e → 2Mn
10 Fe + 2 Mn → 5Fe2 + 2Mn
7. Agregar los coeficientes encontrados a la ecuación original
2KMnO4 + 10FeO → K2O + 2MnO + 5Fe2O3
8. Balancear por método de tanteo, escribiendo la tabla REP.
Reactivos Elemento Producto
2 K 2
2 Mn 2
10 Fe 10
18 O 18
Ejercicio: Balancear por el método Redox
 HNO3 + H2S → H2O + NO + S
 Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O
b) Celdas electroquímicas.
Revisar el archivo llamado Celdas electroquímicas

4. CLASIFICACION DE LAS CELDAS
CELDAS ELECTROQUIMICAS
Son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provee
reacciones químicas no espontáneas.
CELDAS ELECTROLITICAS, GALVANICAS O VOLTAICAS
Son aquellas en las cuales las reacciones químicas espontáneas producen energía
eléctrica (electricidad) la cual sale a un circuito eléctrico.
Constituyentes de la celda
Cátodo, sin importar el tipo de celda (electrolítica ó voltaica) se define como el electrodo
en el cual se produce la reducción porque algunas especies ganan electrones. Este posee
carga negativa y al migran los iones o cargas positivas.
Ánodo, sin importar el tipo de celda (electrolítica ó voltaica) se define como el electrodo
en el cual se produce la oxidación porque algunas especies pierden electrones. Este
posee carga positiva y al migran los iones o cargas negativas.
Puente salino: Es un tubo con un electrolito en un gel que está conectado a las dos
semiceldas de una celda galvánica; el puente salino permite el flujo de iones, pero evita
la mezcla de las disoluciones diferentes que podría permitir la reacción directa de los
reactivos de la celda.

5. Una pila voltaica aprovecha la electricidad de una reacción química espontánea para
encender una bombilla (foco). Las tiras de cinc y cobre, dentrode disoluciones de ácido
sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos.
Celda de Voltaica
Semireacción de oxidación Zn(s) ⇆ Zn2+(ac)+ 2 e¯
Semireacción de reducción Cu2+(ac)+ 2 e¯ ⇆ Cu(s)
Reacción global: Cu2+(ac)+Zn(s) ⇆ Zn2+(ac) + Cu(s)
Notación para una celda Galvánica
Zn(s) │ Zn2+(ac) || Cu2+(ac) │ Cu(s)
En esta notación la semicelda de oxidación, es decir donde va el ánodo siempre se coloca
a la izquierda y la semicelda de reducción o cátodo se coloca a la derecha.
Los dos electrodos están conectados eléctricamente por medio de un puente salino el
cual se indica con dos barras ||.
Zn(s)| Zn2+(ac) || Cu2+(ac)│ Cu(s)
Ánodo Puente salino Cátodo
Los terminales de la celda están en los extremos en esta notación, y una sola barra
vertical, │ indica un limite entre las dos fases, digamos entre un terminal sólido y la
solución del electrodo.
Zn(s) | Zn2+(ac)
terminal del ánodo límite de la fase disolución

6. Si uno tiene un electrodo donde uno de los componentes es un
gas, como el caso del electrodo de hidrógeno:
2 H+(ac)+2 e¯⇆ H2(g)
notación para el hidrógeno:
H+(ac) | H2(g) | Pt
Para escribir este electrodo como un ánodo, simplemente se
invierte la notación:
Pt | H2(g) | H+(ac)
POTENCIAL ESTANDAR DE LOS ELECTRODOS
Tensión eléctrica: se trata de V, y se mide en voltios (V) ó milivoltios (mV).
Fuerza electromotriz o celda: se trata de E, y de igual manera se mide en voltios (V) ó
milivoltios (mV).potencial de la celda
Fuerza electromotriz
La Fuerza electromotriz (F.E.M.),es una característica de cada generador eléctrico, y
se define como el trabajo que el generador realiza para pasar la unidad de carga positiva
del polo negativo al positivo por el interior del generador. Esto se justifica en el hecho de
que cuando circula esta unidad de carga positiva por el circuito exterior al generador,
desde el polo positivo al negativo, al llegar a este polo negativo es necesario realizar un
trabajo o sea, un consumo de energía (mecánica, química, etc.) para el transporte de
dicha carga por el interior desde un punto de menor potencial (polo negativo) a otro de
mayor potencial (polo positivo) La F.E.M. se mide en voltios lo mismo que el potencial
eléctrico.
Fuerza electromotriz
Se define como fuerza electromotriz (F.E.M.) la máxima diferencia de potencial entre dos
electrodos de una celda galvánica.
Ecelda
La femde una celda es una medida entonces de la fuerza directriz de la reacción de la
celda. Esta reacción se efectúa en la celda en semireacciones separadas:
contribución del ánodo
cuyo valor depende de la semireacción de oxidación
para perder electrones
fem
contribución del cátodo
cuyo valor depende de la semireacción de reducción
para ganar electrones
A estas contribuciones las llamaremos:
Potencial de oxidación y potencial de reducción