Proceso de oxidación de celda en redox.

1. Reacciones REDOX

2. Que es cada cosa???
• Oxidación: a la perdida de electrones que
experimenta una sustancia.
• Reducción: es la ganancia de electrones
que experimenta una sustancia.

3. Estado de oxidación
Los e.o. de los átomos en sus compuestos se determinan
aplicando las siguientes reglas, en orden, hasta donde sea
necesario:
•
•
•
•
•
•
•
El e.o. de un átomo individual sin combinar químicamente con otros
elementos es 0.
La suma de los e.o. de todos los átomos de una molécula neutra es 0; la de
todos los átomos de un ion es la carga del ion.
En sus compuestos, los metales alcalinos tienen e.o. +1 y los
alcalinotérreos +2.
En sus compuestos, el e.o. del F es –1.
En sus compuestos el e.o es del H es +1.
En sus compuestos, el e.o. del O es –2.
En sus compuestos binarios con metales, los elementos del grupo 17 (F,
Cl, …) tienen e.o.–1, los del grupo 16 (O, S, …) tienen e.o.–2 y los del
grupo 15 (N, P, …) tienen e.o.–3.

4. ¿Qué son las reacciones
REDOX?
Es una reacción oxidación- reducción, llamado
REDOX.
- Tiene un agente reductor y una agente
oxidante .
Agente oxidante (Ox1)
Agente reductor (Red2)
Se reduce
se oxida

5. • Sustancia oxidante: tendra a tomar un
electrón y se reducirá a un estado inferior de
oxidación.
Ejemplo:
• Sustancia reductora: tiende a ceder uno o
mas electrones y oxidarse.
Ejemplo:

6. Celdas electroquímicas
• Voltaica (galvánica): ocurre
espontáneamente una reacción para
producir energía eléctrica.
• Electrolítica: se usa energía para que
ocurra una reacción química no
espontanea

7. Ánodo y cátodo
Ánodo:
Cátodo:
es el electrodo donde
ocurre la oxidación
Se necesitan en
ambos tipos de
celdas.
Es el electrodo donde
ocurre la reducción

8. Electrodos
Diferencia de potencial
Permite la
transferencia
de cargas a
través de las
soluciones
Potencial del electrones:
para ceder o tomar
electrones

9. Semireacciones:
A las reacciones específicas que ocurren en las
proximidades del cátodo y del ánodo de una celda, de
manera independiente.
Ejemplo:

10. Potenciales de semirreacción
• Los potenciales de cada semirreaccion no se puede
medir, pero si se puede medir la diferencia de potencial
entre dos potenciales de electrodos.
El potencial del electrodo de la semirreacion:
Todos los potenciales se
miden en relación con este
se le asigno el valor de 0.000V. Se le conoce como
potencial del electrodo normal del hidrogeno (NHE) o
electrodo estándar de hidrogeno (SHE).

11. • Los potenciales dependen de las concentraciones y
todos los potenciales estándar se refieren a condiciones
de actividades unitarias para cada especie
• Los potenciales de un semirreaccion se describen como
un reducción, por lo tanto representan potenciales de
reducción.
Ejemplos:

12. • Se puede decir que potencial de
electrodo:
1-. Cuanto mas positivo sea el potencial de electrodo, mas
fuerte como agente oxidante será la forma oxidada y mas
débil como agente reductor será la forma reducida.
2.- Cuanto mas negativo sea el potencial de reducción, la
forma oxidada será un agente oxidante débil y la forma
reducida será un agente oxidante fuerte
V
Fuerte
agente
oxidante
Mal
agente
reductor

13. En una posible reacción se combinan dos o
mas semirreacciones para llevarla a cabo.
Si se restan sus potenciales el resultado es
el voltaje de la celda. Ejemplo:
- Si el voltaje es positivo, la reacción
procede como esta escrita. Reacción
espontanea
- Si es negativo la reacción tendrá lugar en
sentido opuesto.

14. Ánodo y cátodo.
• Como la oxidación ocurre en el ánodo y la
reducción en el cátodo el agente reductor mas
fuerte se coloca a la izquierda y el agente
oxidante mas fuerte a la derecha.

15. Ecuación de Nernts
Volta estableció originalmente tablas empíricas de E0 en
condiciones muy controladas y definidas. Nernst las
volvió practicas estableciendo relaciones cuantitativas
entre el potencial y las concentraciones. Este potencial
depende de la concentración de la especie y varia con
respecto con un potencial estándar. Esta dependencia
del potencial se describe en la ecuación de Nernst

16. A 25°C
=
E=potencial de reducción
E0 =potencial estándar
n= #electrones
R=constante de gases
T: temp. Absoluta(K)
F=constante de Faraday
Red=concentración de l
redujo
Ox=concentración del que se
oxido.

17. Potencial de equilibrio
El potencial del electrodo inerte en una
solución que contiene los iones de dos
semirreacciones en equilibrio se puede
calcular en relación con el NHE usando la
ecuación de Nernst para cualquiera de las
dos semirreacciones.

18. Voltaje de la celda
• Representa la tendencia de una reacción a proceder
cuando se juntan las especies reaccionantes. Después
de que la reacción a llegado al equilibrio el voltaje de
celda necesariamente se vuelve cero, y la reacción
termina. Es decir, los potenciales de las dos
semirreacciones son iguales en el equilibrio que es lo
que sucede cuando una batería se agota
Se calcula mediante la
ecuación de Nernts

19. Potencial formal
El cambio de potencial sucede por que la unión del acido
se compleja con el del ion reducido y la concentración
del ion libre se reduce por este motivo.
si se conoce la forma del complejo, se podría escribir una
nueva semirreaccion que incluyera el anión del acido y
determinar el valor de EO para esta reacción,
manteniendo el acido y las otras especies en actividad
1.

20. Potencial formal
• Se define y se le designa como EO’. Este
es el potencial estándar de un par REDOX
con las formas oxidadas y reducidas a
concentraciones 1M, y con las
condiciones de solución especificadas

21. Diferencia de potencial con
respecto al pH
Los iones H+ o OH- participan en muchas
semirreacciones REDOX. Se puede
cambiar el potencial de estos pares
REDOX modificando el pH de la solución.

22. Diferencia de potencial con
respecto al complejamiento
Si se compleja un ion en un par REDOX la
concentración del ion libre se reduce, lo
que hace que el potencial del par cambie

23. Limitaciones de los potenciales
de electrodo.
Los potenciales de electrodo (E0,E0´) predice si ocurriera
una reacción, pero no indica nada frente a la rapidez de
la reacción. Si una reacción es reversible, ocurrirá con
suficiente rapidez para una titulación; pero si la rapidez
de la transferencia de electrones es baja, la reacción
puede ser tan lenta que el equilibrio se alcance solo
después de un tiempo muy largo. Se dice que tal
reacción es irreversible.

24. • Algunas reacciones en las que una semirreaccion es
irreversible si ocurre rápidamente. Varios agentes
oxidantes y reductores que contienen oxigeno se
reducen o se oxidan de manera irreversible, pero se
puede acelerar por adición de un catalizador adecuado.
• Los potenciales de electrodo son útiles para producir
muchas reacciones, no aseguran el éxito de una dada.
Son útiles para predecir que una reacción no ocurrirá si
las diferencias de potencial no son suficientes