Este documento resume conceptos clave sobre reacciones redox, incluyendo la oxidación y reducción desde perspectivas clásica y electrónica, números de oxidación, agentes oxidantes y reductores, pares redox, métodos para ajustar reacciones redox, electroquímica, pilas galvánicas, potenciales de reducción estándar, electrólisis, leyes de Faraday, corrosión y especies redox comunes.

1. Reacciones de transferencia de
electrones
Reacciones red-ox

2. Conceptos de oxidación y
reducción
Clásico:
– oxidación (proceso en el que un elemento
gana oxígeno)
– reducción (proceso en el que un elemento
pierde oxígeno)
– 2Ca + O2 → 2CaO

3. Conceptos de oxidación
reducción
– Actual (electrónico) :
• Mg+ S→ MgS
• Mg → Mg2+
+ 2e-
(pérdida de e, oxidación)
• S + 2e-
→ S2-
(ganancia de e, reducción)
• el Mg se oxida ⇒ es el reductor
• el S se reduce ⇒ es el oxidante
• del nº de oxidación:
– oxidación: aumento del nº de oxidación
– reducción: disminución del nº de oxidación.

4. Número de oxidación
Carga que tendría un átomo de un
elemento si el compuesto del que forma
parte estuviese constituido por iones.
REGLAS: el nº de oxidación
– de cualquier elemento en estado natural es
cero.
– Del oxígeno en sus compuestos es -2,
excepto en los peróxidos, que es -1.
– El H combinado con elementos
electronegativos es +1; combinado con
elementos electropositivos es -1.

5. Reglas del nº de oxidación
– De los metales alcalinos en sus
compuestos +1; de los alcalinotérreos, +2.
– En sus combinaciones con los metales, el
nº de oxidación de los halógenos es
siempre -1; y el de los anfígenos , -2.
– La suma de los números de oxidación de
todos los átomos de un compuesto debe
ser nula, y en el caso de iones debe ser
igual a la carga.

6. Conceptos en las reacciones red-
ox
Agente oxidante: especie que oxida,
capaz de captar electrones, se reduce.
Agente reductor: especie que reduce,
capaz de ceder electrones, se oxida.
Par red-ox: conjunto formado por la
forma oxidada y la forma reducida de
una sustancia: Zn2+
/Zn
forma oxidada (agente oxidante) Zn2+
forma reducida (agente reductor) Zn

7. Ajuste de una reacción red-ox
método del nº de oxidación
Asignar nº de oxidación a cada uno de
los átomos de la ecuación.
Identificar los átomos que se oxidan y
que se reducen.
Se separan los pares redox, y se
ajustan en carga; sumando y restando
e.
Se multiplica cada una de las
semirreacciones por los números
adecuados, de forma que el nº de
electrones sea el mismo en ambas

8. Se suman las dos semirreacciones y se
obtiene la reacción iónica ajustada.
Se formula y ajusta la reacción
molecular, a partir de la iónica ajustada,
cuyos coeficientes orientan los
coeficientes finales.

9. método del ión-electrón (dis aq)
Escribir la ecuación en forma iónica.
Escribir las semirreaciones.
Ajustar los átomos ≠ de H y O.
Ajustar el O, añadiendo H2O.
Ajustar el H, añadiendo H+
.
Ajustar las cargas añadiendo e.
Igualar los electrones cedidos a los ganados,
y sumar las semirreacciones.
Simplificar las especies que se encuentren
en los dos lados.
Escribir la ecuación global en forma
molecular.

10. Método del ión electrón en medio
básico
Cuando se tiene la ecuación iónica
neta, seguir los siguientes pasos:
– Sumar, en los dos lados, tantos OH-
como
H+
haya.
– Combinar los OH-
con los H+
para formar
H2O.
– Simplificar las moléculas de agua.
– Ajustar la ecuación en forma molecular.

11. Cálculos en reacciones redox
Equivalente gramo la cantidad de
sustancia que gana o pierde 1 mol de
electrones.
Valoraciones red-ox:
– lo mismo que las valoraciones ác-base.
– En le punto de equivalencia:
• nº de equivalentes de oxidante = nº de
equivalentes de reductor.

12. Electroquímica
Estudia la relación entre la corriente
eléctrica y las reacciones redox.
Dos tipos de procesos:
– pilas: producción de corriente eléctrica a
partir de una reacción redox espotánea.
– Electólisis: realización de una reacción
redox no espontánea por medio de una
corriente eléctrica.

13. Pilas galvánicas
Si sumergimos una barra de Zn en una
disolución de sulfato de cobre(II), se
observa que el color azul de la
disolución desaparece y aparece Cu.
Se produce la reacción espontánea:
– Zn(s)+ Cu2+
(aq) → Zn2+
(aq) + Cu(s)
– si los electrones que se transfieren los
hacemos pasar por un circuito externo
tenemos una pila.

14. Pila Daniell
Consta de dos compartimentos
separados mediante:
– un tabique poroso o
– puente salino(tubo en U que contiene
disolución de un electrólito inerte).
– Compartimentos que contienen:
• disolución de ZnSO4 y lámina de Zn(electrodo
(-), ÁNODO (OXIDACIÓN))
• disolución de CuSO4 y lámina de Cu(electrodo
(+), CÁTODO, REDUCCIÓN)

15. PILA DANIELL
Los electrones se
mueven del (-) al (+)
por el circuito
externo.
Representanción de
una pila:
ánodo I electrólito
anódico II electrólito
catódico I cátodo.
I(separación de
fases); I I(puente
salino)

16. Potencial estándar de reducción
La fem de una pila= Ecátodo- Eánodo
fem estándar el valor de E cuando la
concentración de todos los iones es 1M
y temperatura 25ºC.
Se toma como referencia el electrodo
normal de hidrógeno (electrodo de Pt
sobre el que se burbujea H2 gas a
p=1atm y t=25ºC, sumergido en una
disolución de H+
,1M).

17. Potencial estándard de reducción
Eº de un electrodo es la diferencia de
potencial, a 25ºC, entre dicho electrodo,
sumergido en una disolución 1M de sus
iones y el electrodo normal de H2.
Para medirlo se forma una pila con el
electrodo que se quiere medir (cátodo)
y el de H2(ánodo).
– (Pt) H2(1atm) I H+
(1M) II Xn+
(1M) I X; Eº

18. Potencial de reducción
Eº=Eº(de X)-Eº(de hidrógeno)
Eº(de hidrógeno)=0
Eº= Eº(de X)
si Eº>0, en el electrodo X se verifica
espontáneamente la reducción.
Si Eº<0, en el electrodo X se verifica la
oxidación.

19. Potencial de reducción y
espontaneidad.
En la tabla de potenciales de reducción,
aparecen ordenados los elementos.
Si el potencial es (+), la reacción de
reducción del electrodo tiene más
tendencia a producirse que la de
reducción del H2.
Si el potencial es (-), el electrodo tiene
menos tendencia a reducirse que el H2.

20. Potencial de reducción y
espontaneidad
Cuanto más elevado el potencial de reducción mayor
es la tendencia a reducirse; es decir su carácter
oxidante
Para formar pilas, entre dos pares redox, el de mayor
potencial hará de CÁTODO, y el de menor potencial
hará de ÁNODO.
Eº(reacción)=Eº(cátodo)-Eº(ánodo)
si Eº(reacción) es:
– (+), reacción espontánea
– (-), reacción no espontánea.

21. ELECTRÓLISIS
Descomposición de una sustancia,
(electrolito), mediante la corriente eléctrica.
Producción de una reacción redox no
espontánea, mediante el paso de una
corriente eléctrica a través de un electrolito.
Electrolito: sustancia que, disuelta en el
agua o en un líquido polar, o bien fundida,
conduce la corriente eléctrica.
Célula o cuba electrolítica: recipiente o
vaso donde se verifica la electrólisis.
Electrodos: conductores eléctricos
(metálicos o de grafito) sumergidos en ele
electrolito, denominados ánodo y cátodo.

22. Electrólisis de NaCl(fundido)
Se observa desprendimiento de Cl2(g)
en el ánodo (+), y Na metálico en el
cátodo (-).
– A(+): 2Cl-
- 2e -
→ Cl2(g)
– C(-): 2Na +
+ 2e -
→ 2Na
– global: 2Cl-
+ 2Na+
→ 2Na+ Cl2(g)
– tiene interés industrial.
– Electrólisis de KI en agua: se obtiene I2 en
el ánodo, y H2 en el cátodo.

23. Leyes de Faraday
1ª: la masa de sustancia liberada es
proporcional a la cantidad de electricidad( q)
que circula por el electrolito; q=I.t; q(C), I(A),
t(s)
2ª: las masas de diferentes sustancias
liberadas por la misma cantidad de
electricidad, son directamente proporcionales
a los equivalentes electroquímicos (masa
liberada por el paso de 1C) (g/C)
m=E(equivalente electroquímico).I.t
– m(g); I(A), t(s), E(g/C)

24. Leyes de Faraday
Eq(gramo)= masa que se deposita al
paso de 1 mol de electrones.
1 Faraday= carga que corresponde a 1
mol de e-
= 96500 (C) = NA.1,6.10-19
(C)

25. Pilas y células elctrolíticas
Electrodo
positivo
Electrodo
negativo
Transfor
mación
PILAS Cátodo
(reduc)
Ánodo
(oxidaci)
E química→
E eléctrica
CÉLULAS
ELECTRO-
LÍTICAS
Ánodo
(oxidaci)
Cátodo
(reduc)
E eléctrica→
E química
(

26. Aplicaciones de la electrólisis
Descomposición del agua para obtener
hidrógeno y oxígeno (resulta caro)
Obtención electrolítica de metales.
Afino electrolítico de metales
(purificación).
Depósito electrolítico de metales
(recubrimiento de un metal con otro),
cromado, plateado, dorado, etc......

27. CORROSIÓN
Ataque de un metal como
consecuencia de una reacción del
mismo con su medio ambiente.
Corrosión de Fe:
– se requiere agua y oxígeno.
– En el ánodo: Fe(s)→Fe2+
(aq)+ 2e
– en el cátodo:
– O2(g)+ 4H+
(aq)+4e → 2H2O (l)
– el Fe2+
se oxida a Fe3+
y forma óxido de
hierro (III) hidratado, conocido como orín
o herrumbre.

28. Protección contra la corrosión
Recubrimientos:
– pintura
– otro metal (estaño, cinc o cromo), latas de
conserva.
Protección catódica (colocar junto al
metal otro más activo):
– hierro galvanizado (Zn)
– el metal que se pone para que se oxide se
llama “ánodo de sacrificio)
– Tuberías y cascos de barco (se utilizan
placas de magnesio).

29. Especies redox
KMnO4 permanganato de potasio
MnO4
-
ion permanganato
K2MnO4 manganato de potasio
MnO4
2-
ion manganato
K2Cr2O7 dicromato de potasio
Cr2O7
2-
ion dicromato
HNO3 ácido nítrico

30. Especies redox
HNO2 ácido nitroso
NO2
-
ion nitrito
HClO3 ácido cloríco
ClO3
-
ion clorato
HClO ácido hipocloroso
ClO-
ion hipoclorito
H2O2 agua oxigenada, peróxido de
hidrógeno.