Este documento presenta información sobre reacciones redox. Explica conceptos como oxidación, reducción, estados de oxidación y cómo ajustar ecuaciones redox, incluyendo ejemplos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento presenta información sobre reacciones redox (de transferencia de electrones). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. También cubre temas como el ajuste de ecuaciones redox, valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (reacciones redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox tanto en medio ácido como básico. También cubre temas como valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento presenta un resumen de los principales tipos de enlace químico. Comienza explicando que los átomos se unen para alcanzar una situación de mínima energía. Luego describe brevemente el enlace iónico, covalente e intermolecular, así como el enlace metálico. Explica conceptos clave como la energía de red, ciclo de Born-Haber, estructura cristalina, teoría de Lewis, resonancia y geometría molecular. En resumen, ofrece una introducción general a los diferentes tipos de enlace
Este documento presenta un resumen de las reacciones de transferencia de electrones. Explica conceptos como el número de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. También cubre temas como el ajuste de ecuaciones redox, valoraciones de oxidación-reducción, pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales de las reacciones redox.
El documento describe las reacciones de oxidación y reducción. La oxidación ocurre cuando un elemento o compuesto gana oxígeno, mientras que la reducción ocurre cuando pierde oxígeno. En una reacción redox, el reductor se oxida y el oxidante se reduce.
Este documento describe los grupos principales de la tabla periódica, incluyendo sus propiedades químicas, reacciones y métodos de obtención. Se estudian los metales alcalinos, alcalinotérreos, térreos, carbonoideos y nitrogenoideos, así como compuestos de hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El documento proporciona información detallada sobre la configuración electrónica, reactividad, usos y otros aspectos fundamentales de estos elementos químicos.
Este documento presenta los contenidos de la unidad 9 de química orgánica. Incluye las características del carbono, la formulación y nomenclatura de compuestos orgánicos con dos grupos funcionales, la reactividad de compuestos orgánicos y varios tipos de reacciones orgánicas como sustitución, adición, eliminación y oxidación-reducción. También cubre otros temas como las características de los enlaces simples, dobles y triples, y la hibridación sp3, sp2 y sp del carbono
Este documento presenta información sobre reacciones redox (de transferencia de electrones). Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Detalla el método para ajustar ecuaciones redox, incluyendo ejemplos de reacciones en medios ácidos y básicos. También cubre temas como pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento presenta información sobre reacciones redox (de transferencia de electrones). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. También cubre temas como el ajuste de ecuaciones redox, valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (reacciones redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox tanto en medio ácido como básico. También cubre temas como valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento presenta un resumen de los principales tipos de enlace químico. Comienza explicando que los átomos se unen para alcanzar una situación de mínima energía. Luego describe brevemente el enlace iónico, covalente e intermolecular, así como el enlace metálico. Explica conceptos clave como la energía de red, ciclo de Born-Haber, estructura cristalina, teoría de Lewis, resonancia y geometría molecular. En resumen, ofrece una introducción general a los diferentes tipos de enlace
Este documento presenta un resumen de las reacciones de transferencia de electrones. Explica conceptos como el número de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. También cubre temas como el ajuste de ecuaciones redox, valoraciones de oxidación-reducción, pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales de las reacciones redox.
El documento describe las reacciones de oxidación y reducción. La oxidación ocurre cuando un elemento o compuesto gana oxígeno, mientras que la reducción ocurre cuando pierde oxígeno. En una reacción redox, el reductor se oxida y el oxidante se reduce.
Este documento describe los grupos principales de la tabla periódica, incluyendo sus propiedades químicas, reacciones y métodos de obtención. Se estudian los metales alcalinos, alcalinotérreos, térreos, carbonoideos y nitrogenoideos, así como compuestos de hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El documento proporciona información detallada sobre la configuración electrónica, reactividad, usos y otros aspectos fundamentales de estos elementos químicos.
Este documento presenta los contenidos de la unidad 9 de química orgánica. Incluye las características del carbono, la formulación y nomenclatura de compuestos orgánicos con dos grupos funcionales, la reactividad de compuestos orgánicos y varios tipos de reacciones orgánicas como sustitución, adición, eliminación y oxidación-reducción. También cubre otros temas como las características de los enlaces simples, dobles y triples, y la hibridación sp3, sp2 y sp del carbono
Este documento presenta información sobre reacciones redox (de transferencia de electrones). Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Detalla el método para ajustar ecuaciones redox, incluyendo ejemplos de reacciones en medios ácidos y básicos. También cubre temas como pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la oxidación-reducción. Explica el estado de oxidación, la oxidación y la reducción, los oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón. También cubre valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción y aplicaciones industriales de procesos redox.
El documento describe reacciones redox (de transferencia de electrones), incluyendo conceptos como oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Explica cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ion-electrón y aplicarlo a reacciones en medios ácidos y básicos. También cubre potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
El documento describe las primeras clasificaciones periódicas de los elementos como las triadas de Döbereiner, el anillo de Chancourtois y las octavas de Newlands. Explica la clasificación periódica de Mendeleiev, que predijo propiedades de elementos aún no descubiertos. También describe la tabla periódica actual basada en el número atómico establecida por Moseley, y cómo esta refleja las variaciones periódicas de las propiedades electrónicas y atómicas de los elementos.
Este documento presenta un resumen de las reacciones de transferencia de electrones o reacciones redox. Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox teniendo en cuenta si la reacción ocurre en medio ácido o básico. Además, introduce ejemplos de cálculo de estados de oxidación y ajuste de ecuaciones redox paso a paso.
Este documento presenta una introducción a las reacciones de transferencia de electrones o reacciones redox. Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Además, describe los pasos para ajustar ecuaciones redox y trata casos específicos como reacciones en medio ácido o básico. Finalmente, incluye varios ejemplos para ilustrar estos temas.
El documento presenta un resumen de las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Detalla el método para ajustar ecuaciones redox y aplicarlo a reacciones en medio ácido y básico. Finalmente, introduce aplicaciones como pilas electroquímicas, potenciales estándar y electrólisis.
Tema 10 - Reacciones de transferencia de electronesJosé Miranda
Este documento trata sobre las reacciones de oxidación-reducción. Explica que estas reacciones implican la transferencia de electrones entre sustancias, con una actuando como oxidante y otra como reductora. También define los conceptos de número de oxidación y cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ion-electrón. Finalmente, cubre cómo realizar valoraciones redox.
Este documento presenta un resumen de los conceptos clave de la oxidación-reducción. Explica el estado de oxidación y cómo calcularlo. Define la oxidación como la pérdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones. Describe cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón, incluyendo reacciones en medios ácido y básico. Finalmente, presenta algunas aplicaciones industriales de procesos redox.
Este documento describe las reacciones de reducción-oxidación, en las cuales un elemento cede electrones mientras que otro los acepta. Como ejemplo, se presenta la reacción entre zinc y cobre II, donde el zinc pierde electrones y el cobre los gana. Además, explica cómo calcular los números de oxidación y cómo balancear ecuaciones químicas mediante semirreacciones de oxidación y reducción.
El documento describe diferentes procesos redox de importancia industrial y tecnológica, incluyendo la corrosión del hierro, técnicas para prevenirla como el pasivado y recubrimientos, pilas como la leclanché y alcalinas, procesos electrolíticos para obtener metales como el aluminio y sodio, y recubrimientos por electrodeposición como la galvanostegia y galvanoplastia.
Este documento resume conceptos clave sobre reacciones de oxidación-reducción. En primer lugar, define el estado de oxidación como la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos. Luego, explica cómo calcular estados de oxidación y presenta ejemplos. Finalmente, define oxidación y reducción y describe el método del ión-electrón para ajustar reacciones redox.
Este documento describe las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica que en una reacción redox, un compuesto se oxida al perder electrones mientras que otro se reduce al ganar electrones. Detalla los conceptos de oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor. Además, presenta ejemplos de reacciones redox e incluye un laboratorio para observar reacciones de oxidación-reducción a través de experimentos húmedos y en seco.
En estas reacciones, el reactivo oxidado es el que aumenta su estado de oxidación, el reactivo reducido es el que disminuye su estado de oxidación, el agente oxidante es el que oxida al otro reactivo y el agente reductor es el que reduce al otro reactivo.
a) Reactivo oxidado: Al
Reactivo reducido: H+
Agente oxidante: HCl
Agente reductor: Al
b) Reactivo oxidado: CH4
Reactivo reducido: O2
Agente oxidante: O2
Agente reductor: CH4
c
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (reacciones redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox como la electrólisis del cloruro de sodio y la siderurgia.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Define conceptos clave como número de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Explica cómo ajustar ecuaciones redox, incluyendo en medios ácidos y básicos. También cubre corrosión y protección catódica.
Este documento presenta una unidad sobre reacciones redox. Explica conceptos como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Detalla el método para ajustar ecuaciones redox mediante el balanceo de iones y electrones. Incluye ejemplos de cálculo de estados de oxidación y ajuste de reacciones redox en medios ácidos y básicos. Finalmente, presenta aplicaciones industriales de reacciones redox como la electrólisis y la producción de metales.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la oxidación-reducción. Explica el estado de oxidación, la oxidación y la reducción, los oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón. También cubre valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción y aplicaciones industriales de procesos redox.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
Este documento resume conceptos clave sobre reacciones de oxidación-reducción. En primer lugar, define el estado de oxidación como la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos. Luego, explica cómo calcular estados de oxidación y da ejemplos. Finalmente, define oxidación y reducción, y describe cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ión-electrón.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la oxidación-reducción. Explica el estado de oxidación, la oxidación y la reducción, los oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón. También cubre valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción y aplicaciones industriales de procesos redox.
El documento describe reacciones redox (de transferencia de electrones), incluyendo conceptos como oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Explica cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ion-electrón y aplicarlo a reacciones en medios ácidos y básicos. También cubre potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
El documento describe las primeras clasificaciones periódicas de los elementos como las triadas de Döbereiner, el anillo de Chancourtois y las octavas de Newlands. Explica la clasificación periódica de Mendeleiev, que predijo propiedades de elementos aún no descubiertos. También describe la tabla periódica actual basada en el número atómico establecida por Moseley, y cómo esta refleja las variaciones periódicas de las propiedades electrónicas y atómicas de los elementos.
Este documento presenta un resumen de las reacciones de transferencia de electrones o reacciones redox. Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox teniendo en cuenta si la reacción ocurre en medio ácido o básico. Además, introduce ejemplos de cálculo de estados de oxidación y ajuste de ecuaciones redox paso a paso.
Este documento presenta una introducción a las reacciones de transferencia de electrones o reacciones redox. Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Además, describe los pasos para ajustar ecuaciones redox y trata casos específicos como reacciones en medio ácido o básico. Finalmente, incluye varios ejemplos para ilustrar estos temas.
El documento presenta un resumen de las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Detalla el método para ajustar ecuaciones redox y aplicarlo a reacciones en medio ácido y básico. Finalmente, introduce aplicaciones como pilas electroquímicas, potenciales estándar y electrólisis.
Tema 10 - Reacciones de transferencia de electronesJosé Miranda
Este documento trata sobre las reacciones de oxidación-reducción. Explica que estas reacciones implican la transferencia de electrones entre sustancias, con una actuando como oxidante y otra como reductora. También define los conceptos de número de oxidación y cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ion-electrón. Finalmente, cubre cómo realizar valoraciones redox.
Este documento presenta un resumen de los conceptos clave de la oxidación-reducción. Explica el estado de oxidación y cómo calcularlo. Define la oxidación como la pérdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones. Describe cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón, incluyendo reacciones en medios ácido y básico. Finalmente, presenta algunas aplicaciones industriales de procesos redox.
Este documento describe las reacciones de reducción-oxidación, en las cuales un elemento cede electrones mientras que otro los acepta. Como ejemplo, se presenta la reacción entre zinc y cobre II, donde el zinc pierde electrones y el cobre los gana. Además, explica cómo calcular los números de oxidación y cómo balancear ecuaciones químicas mediante semirreacciones de oxidación y reducción.
El documento describe diferentes procesos redox de importancia industrial y tecnológica, incluyendo la corrosión del hierro, técnicas para prevenirla como el pasivado y recubrimientos, pilas como la leclanché y alcalinas, procesos electrolíticos para obtener metales como el aluminio y sodio, y recubrimientos por electrodeposición como la galvanostegia y galvanoplastia.
Este documento resume conceptos clave sobre reacciones de oxidación-reducción. En primer lugar, define el estado de oxidación como la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos. Luego, explica cómo calcular estados de oxidación y presenta ejemplos. Finalmente, define oxidación y reducción y describe el método del ión-electrón para ajustar reacciones redox.
Este documento describe las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica que en una reacción redox, un compuesto se oxida al perder electrones mientras que otro se reduce al ganar electrones. Detalla los conceptos de oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor. Además, presenta ejemplos de reacciones redox e incluye un laboratorio para observar reacciones de oxidación-reducción a través de experimentos húmedos y en seco.
En estas reacciones, el reactivo oxidado es el que aumenta su estado de oxidación, el reactivo reducido es el que disminuye su estado de oxidación, el agente oxidante es el que oxida al otro reactivo y el agente reductor es el que reduce al otro reactivo.
a) Reactivo oxidado: Al
Reactivo reducido: H+
Agente oxidante: HCl
Agente reductor: Al
b) Reactivo oxidado: CH4
Reactivo reducido: O2
Agente oxidante: O2
Agente reductor: CH4
c
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (reacciones redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de reacciones redox como la electrólisis del cloruro de sodio y la siderurgia.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Define conceptos clave como número de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Explica cómo ajustar ecuaciones redox, incluyendo en medios ácidos y básicos. También cubre corrosión y protección catódica.
Este documento presenta una unidad sobre reacciones redox. Explica conceptos como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Detalla el método para ajustar ecuaciones redox mediante el balanceo de iones y electrones. Incluye ejemplos de cálculo de estados de oxidación y ajuste de reacciones redox en medios ácidos y básicos. Finalmente, presenta aplicaciones industriales de reacciones redox como la electrólisis y la producción de metales.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la oxidación-reducción. Explica el estado de oxidación, la oxidación y la reducción, los oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón. También cubre valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción y aplicaciones industriales de procesos redox.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos como estado de oxidación, oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox en medios ácidos y básicos. También cubre pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar y aplicaciones industriales como la electrólisis.
Este documento resume conceptos clave sobre reacciones de oxidación-reducción. En primer lugar, define el estado de oxidación como la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos. Luego, explica cómo calcular estados de oxidación y da ejemplos. Finalmente, define oxidación y reducción, y describe cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ión-electrón.
Este documento resume conceptos clave sobre reacciones de oxidación-reducción. En primer lugar, define el estado de oxidación como la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos. Luego, explica cómo calcular estados de oxidación y da ejemplos. Finalmente, define oxidación y reducción, y describe cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ión-electrón.
Este documento resume conceptos clave sobre reacciones de oxidación-reducción. En primer lugar, define el estado de oxidación como la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos. Luego, explica cómo calcular estados de oxidación y da ejemplos. Finalmente, define oxidación y reducción, y describe cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ión-electrón.
Este documento resume conceptos clave sobre reacciones de oxidación-reducción. En primer lugar, define el estado de oxidación como la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos. Luego, explica cómo calcular estados de oxidación y presenta ejemplos. Finalmente, define oxidación y reducción en términos de ganancia o pérdida de electrones y describe cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ión-electrón.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la oxidación-reducción. Explica el estado de oxidación, la oxidación y reducción, los oxidantes y reductores, y cómo ajustar ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón. También describe pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar, y aplicaciones industriales de procesos redox como la electrólisis.
Este documento resume las reacciones de transferencia de electrones (reacciones redox). Explica conceptos como oxidación, reducción, números de oxidación y cómo ajustar ecuaciones redox. También cubre temas como pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción y aplicaciones industriales de reacciones redox como la electrólisis y la producción de metales.
Este documento trata sobre las reacciones de transferencia de electrones o reacciones redox. Explica conceptos clave como el estado de oxidación, oxidación y reducción, y describe cómo ajustar ecuaciones redox. También cubre temas como pilas electroquímicas, potenciales de reducción estándar, electrólisis y aplicaciones industriales de las reacciones redox.
Este documento resume los principales conceptos relacionados con los equilibrios de oxidación-reducción (redox) en 2o de bachillerato de química. Explica los conceptos clave como estado de oxidación, oxidación y reducción, ajuste de ecuaciones redox mediante el método del ión-electrón, valoraciones redox, pilas electroquímicas, potenciales estándar de reducción y aplicaciones industriales como la corrosión y protección catódica.
Este documento describe las aplicaciones de las valoraciones de oxidación-reducción. Estas valoraciones se basan en reacciones redox entre un analito de concentración desconocida y un valorante conocido. También define oxidación, reducción y estados de oxidación, y explica cómo calcularlos. Además, detalla agentes oxidantes y reductores comúnmente usados como el permanganato de potasio y el hierro (II).
Este documento resume los conceptos básicos de oxidación-reducción. Define oxidación como la ganancia de oxígeno, pérdida de electrones o pérdida de hidrógeno, y reducción como la pérdida de oxígeno, ganancia de electrones o ganancia de hidrógeno en compuestos orgánicos. Explica que en una reacción redox, el agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida.
Este documento trata sobre las reacciones de transferencia de electrones. Explica conceptos clave como oxidación, reducción, oxidante, reductor y número de oxidación. También cubre cómo ajustar reacciones redox mediante el método del ion-electrón y cómo realizar valoraciones redox.
Este documento resume las reacciones redox (reacciones de transferencia de electrones), explicando conceptos como oxidación, reducción, estados de oxidación, oxidantes, reductores, pilas voltaicas y corrosión. Describe cuatro reacciones redox con diferentes metales y cómo se pueden usar para generar corriente eléctrica. También presenta tablas de potenciales de reducción y métodos para prevenir la corrosión como la protección catódica.
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La Unidad Eudista de Espiritualidad se complace en poner a su disposición el siguiente Triduo Eudista, que tiene como propósito ofrecer tres breves meditaciones sobre Jesucristo Sumo y Eterno Sacerdote, el Sagrado Corazón de Jesús y el Inmaculado Corazón de María. En cada día encuentran una oración inicial, una meditación y una oración final.
El curso de Texto Integrado de 8vo grado es un programa académico interdisciplinario que combina los contenidos y habilidades de varias asignaturas clave. A través de este enfoque integrado, los estudiantes tendrán la oportunidad de desarrollar una comprensión más holística y conexa de los temas abordados.
En el área de Estudios Sociales, los estudiantes profundizarán en el estudio de la historia, geografía, organización política y social, y economía de América Latina. Analizarán los procesos de descubrimiento, colonización e independencia, las características regionales, los sistemas de gobierno, los movimientos sociales y los modelos de desarrollo económico.
En Lengua y Literatura, se enfatizará el desarrollo de habilidades comunicativas, tanto en la expresión oral como escrita. Los estudiantes trabajarán en la comprensión y producción de diversos tipos de textos, incluyendo narrativos, expositivos y argumentativos. Además, se estudiarán obras literarias representativas de la región latinoamericana.
El componente de Ciencias Naturales abordará temas relacionados con la biología, la física y la química, con un enfoque en la comprensión de los fenómenos naturales y los desafíos ambientales de América Latina. Se explorarán conceptos como la biodiversidad, los recursos naturales, la contaminación y el desarrollo sostenible.
En el área de Matemática, los estudiantes desarrollarán habilidades en áreas como la aritmética, el álgebra, la geometría y la estadística. Estos conocimientos matemáticos se aplicarán a la resolución de problemas y al análisis de datos, en el contexto de las temáticas abordadas en las otras asignaturas.
A lo largo del curso, se fomentará la integración de los contenidos, de manera que los estudiantes puedan establecer conexiones significativas entre los diferentes campos del conocimiento. Además, se promoverá el desarrollo de habilidades transversales, como el pensamiento crítico, la resolución de problemas, la investigación y la colaboración.
Mediante este enfoque de Texto Integrado, los estudiantes de 8vo grado tendrán una experiencia de aprendizaje enriquecedora y relevante, que les permitirá adquirir una visión más amplia y comprensiva de los temas estudiados.
2. 2
Contenidos (1)
1.- Estado de oxidación.
2.- Concepto de oxidación y reducción.
2.1. Oxidantes y reductores.
3.- Ajuste de ecuaciones redox.
3.1. Reacciones en medio ácido.
3.2. Reacciones en medio básico.
4.- Valoraciones de oxidación-reducción.
5.- Pilas electroquímicas.
5.1. Tipos de electrodos
5.2. Pilas Daniell
5.3. Pilas y baterías comerciales.
3. 3
Contenidos (2)
6.- Potenciales de reducción estándar.
6.1. Determinación del voltaje de una pila.
6.2. Electrodo de Hidrógeno. Pilas con Hidrógeno
6.3. Espontaneidad de las reacciones redox.
7.- Electrólisis.
7.1. Aplicaciones
7.2. Comparación polaridad en pilas y electrólisis.
7.3. Ecuación de Faraday
8.- Aplicaciones industriales redox:
8.1. Electrólisis del cloruro de sodio.
8.2. Siderurgia y obtención de metales.
8.3. Corrosión.
8.4. Protección catódica.
4. 4
Historia
x El término OXIDACIÓN comenzó a
usarse para indicar que un compuesto
incrementaba la proporción de átomos de
Oxígeno.
x Igualmente, se utilizó el termino de
REDUCCIÓN para indicar una
disminución en la proporción de oxígeno.
5. 5
A SO Estado de oxidación (E.O.)
R EP (También número de oxidación).
x “Es la carga que tendría un átomo si todos
sus enlaces fueran iónicos”.
x En el caso de enlaces covalentes polares
habría que suponer que la pareja de
electrones compartidos están totalmente
desplazados hacia el elemento más
electronegativo.
x El E.O. no tiene porqué ser la carga real que
tiene un átomo, aunque a veces coincide.
6. 6
A SO Principales estados de
R EP oxidación.
x Todos los elementos en estado neutro tienen
E.O. = 0.
x El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales
oxácidas tiene E.O. = –2.
x El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los
hidruros metálicos y +1 en el resto de los
casos que son la mayoría.
x Los metales formando parte de moléculas
tienen E.O. positivos.
7. 7
A SO Cálculo de
EP
R estado de oxidación (E.O.).
x La suma de los E.O. de una molécula neutra
es siempre 0.
x Ejemplo: Calcular el E.O. del S en ZnSO4
Ejemplo
E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0 ⇒ E.O.(S) = +6
x Si se trata de un ion monoatómico es igual
a su carga.
8. 8
A SO Ejemplos de cálculo de
R EP estados de oxidación (E.O.).
x CO2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes
con dos átomos de O más electronegativo que él.
Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los
E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el
O los gana, con lo cual la carga que tendría el C
sería “+4” y la del O “–2” ⇒ E.O. (C) = +4;
E.O. (O) = –2.
x El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según
comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un
elemento más electronegativo (por ejemplo O).
9. 9
Definición actual
x OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación).
x Ejemplo: Cu → Cu2+ + 2e–
Ejemplo
x REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
x Ejemplo: Ag+ + 1e– →Ag
Ejemplo
x Siempre que se produce una oxidación
debe producirse simultáneamente una
reducción.
reducción
x Cada una de estas reacciones se denomina
semirreacción.
semirreacción
12. 12
Ejemplo: Zn + HCl(aq)
x Al añadir HCl(ac)
sobre Zn(s) se produce
ZnCl2 y se desprende
H2(g) que, al ser un
gas inflamable,
produce una pequeña
explosión al acercarle
un cerilla encendida.
13. Ejemplo: Comprobar que la reacción de formación 13
de hierro: Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 es una
reacción redox. Indicar los E.O. de todos los
elementos antes y después de la reacción
x Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
x E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2
x Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a
Reducción
“0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3
electrones).
x 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).
14. 14
Oxidantes y reductores
x OXIDANTES: El la sustancia capaz de
oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.
x REDUCTORES: El la sustancia capaz de
reducir a otra, con lo que ésta se oxida.
x Ejemplo:
x Zn + 2Ag+ → Zn2+ + 2Ag
x Oxidación: Zn (reductor) → Zn2+ + 2e–
Oxidación
x Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag
Reducción
15. Cuestión de
Selectividad Ejercicio A: Formule, complete y ajuste las 15
(Marzo 98)
siguientes reacciones, justificando de que tipo
son: a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco.
b) Carbonato cálcico más calor. c) Cloro más sodio.
d) Ácido sulfúrico más zinc metal
a) HCl + NH3 → NH4Cl
Ácido-base. No cambia ningún E.O.
Ácido-base
b) CaCO3 → CaO + CO2 (∆H<0)
Descomposición. No cambia ningún E.O.
Descomposición
c) ½ Cl2 + Na → NaCl
E.O.: 0 0 +1 –1 Redox
d) H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
E.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0 Redox
16. 16
Ajuste de reacciones redox
(método del ion-electrón)
x 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).
x 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.
17. 17
Etapas en el ajuste redox
Ejemplo: Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag
x Primera: Identificar los átomos que
cambian su E.O.
Zn(0) → Zn(+2); Ag (+1) → Ag (0)
x Segunda: Escribir semirreacciones con
moléculas o iones que existan realmente en
disolución ajustando el nº de átomos: (Zn,
Ag+, NO3–, Zn2+, Ag)
Oxidación: Zn → Zn2+ + 2e–
Oxidación
Reducción: Ag+ + 1e– → Ag
Reducción
18. 18
Etapas en el ajuste redox (cont).
x Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma
que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan.
En el ejemplo se consigue multiplicando la
segunda semirreacción por 2.
Oxidación: Zn → Zn2+ + 2e–
Oxidación
Reducción: 2Ag+ + 2e– → 2Ag
Reducción
R. global: Zn + 2Ag+ + 2e– → Zn2+ + 2Ag + 2e–
19. 19
Etapas en el ajuste redox (cont).
x Cuarta: Escribir la reacción química
completa utilizando los coeficientes hallados
y añadiendo las moléculas o iones que no
intervienen directamente en la reacción redox
(en el el ejemplo, el ion NO3–) y
comprobando que toda la reacción queda
ajustada:
Zn + 2 AgNO3 → Zn(NO3)2 + 2 Ag
20. 20
Ajuste de reacciones en
disolución acuosa ácida o básica.
x Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O
(ej SO42–), el ajuste se complica pues aparecen también
iones H+, OH– y moléculas de H2O.
x En medio ácido:
– Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al
agua (los que se ganen en la oxidación provienen del agua).
– Los átomos de H provienen del ácido.
x En medio básico:
– Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en
la reducción) provienen de los OH–, necesitándose tantas
moléculas de H2O como átomos de oxígeno se ganen o
pierdan.
21. 21
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
x 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.
22. 22
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
x Segunda: Escribir semirreacciones con
moléculas o iones que existan realmente en
disolución ajustando el nº de átomos:
Oxidación: 2 I– → I2 + 2e–
Oxidación
Reducción: MnO4– + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O
Reducción
Los 4 átomos de O del MnO4– han ido a parar al
H2O, pero para formar ésta se han necesitado además
8 H+.
23. 23
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
x Tercera: Ajustar el nº de electrones de
forma que al sumar las dos semirreacciones,
éstos desaparezcan:
Ox.: 5 x (2 I– → I2 + 2e–)
Ox.
Red.: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O
Red.
Reacción global:
Reacción global
10 I– + 2 MnO4– → 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
+ 16 H+ + 10 e– + 10 e–
24. 24
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
x 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 → 2 MnSO4 + 5 I2 +
+10 KI 6 K2SO4 + 8 H2O
La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no
interviene en la reacción redox) se obtienen
por tanteo.
25. Problema de
Selectividad Ejercicio B: a) Ajuste la siguiente reacción 25
(Septiembre 98)
escribiendo las semirreacciones de oxido-reducción
que se producen HClO + NaCl → NaClO + H2O + Cl2
b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso
0,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de
cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1
a) Oxidación: 2 Cl– – 2 e– → Cl2
Reducción: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e– → Cl2 + 2 H2O
R. global: 2 Cl– + 2 ClO– + 4 H+ → 2 Cl2 + 2 H2O
4 HClO + 2 NaCl 2 Cl2 + 2 NaClO + 2 H2O
4
Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes:
2 HClO + NaCl → Cl2 + NaClO + H2O
b) 2 mol 71 g
———— = ——— ⇒ n(HClO) = 0, 28 mol
n(HClO) 10 g
V= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxl–1 = 2,8 L
26. 26
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
x 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 SO42–
– KClO3 → K+ +ClO3–
– KOH→ K+ + OH–
– K2CrO4 → 2 K+ + CrO42–
– KCl → K+ + Cl–
– K2SO4 → 2K+ + SO42–
– H2O está sin disociar.
27. 27
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
x Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas
o iones que existan realmente en disolución
ajustando el nº de átomos:
Oxidación: Cr3+ + 8 OH–→ CrO42– + 4 H2O + 3e–
Oxidación
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.
Reducción: ClO3– + 3 H2O + 6e– → Cl– + 6 OH–
Reducción
Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos
de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.
28. 28
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
x 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–)
Ox.
Red.: ClO3– + 3 H2O + 6e– → Cl– + 6 OH–
Red.
Reacción global:
Reacción global
2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3– → 2 CrO42– + 8 H2O
+ 3 H2O + 6 e– + 6 e– + Cl– + 6 OH–
2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3– → 2 CrO42– + 5 H2O + Cl–
29. 29
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
x 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.
30. 30
Valoración redox
x Es similar a la valoración ácido base.
x Hay que determinar el número de moles de especie
oxidante y reductora que reaccionan entre sí.
x El nº de moles de e− que pierde el oxidante es igual a
los que gana el reductor.
x Si “a” es el nº de e− que captura el oxidante y “b” los
que pierde el reductor, sabremos que “a” moles de
reductor reaccionan con “b” moles de oxidante.
Vox ×[oxidante ]× b ( nº e- perd) = Vred ×[reductor ]× a (nº e- gan.)
x Se necesita conocer qué especies químicas son los
productos y no sólo los reactivos.
31. 31
Valoración redox (cont.)
x Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto
de masa equivalente, y el de normalidad.
x Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o
reductora hay que dividir su masa molecular por el nº de e–
ganados o perdidos: M
M eq =
nº de e −
x De esta manera: neq(oxidante ) = neq(reductora)
x Es decir: Vox × N ox = Vred × N red
x Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de
qué sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia
se transforma (semirreacción).
32. Ejemplo: Se valoran 50 ml de una disolución de 32
FeSO4 acidulada con H2SO4 con 30 ml de KMnO4
0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO4 si el
MnO4– pasa a Mn2+?
x Red.: MnO4– + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O
Red.
x Oxid.: Fe2+ → Fe3+ + 1e–
x Como el MnO4– precisa de 5e– para reducirse:
x N (KMnO4) = 0,25 M x 5 = 1,25 N
x neq(MnO4– ) = neq(Fe2+)
x V (KMnO ) x N (KMnO ) = V (FeSO ) x N (FeSO )
4 4 4 4
x 30 ml x 1,25 N
N (FeSO ) = —————— = 0,75 N ; 0,75 M
4
50 ml
33. Problema de
Selectividad Ejercicio C: Cuando se hace reaccionar 33
(Reserva 98) permanganato de potasio con ácido clorhídrico se
obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II)
y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción .
Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor.
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
35. 35
Tipos de reacciones redox
(según su espontaneidad).
x Reacciones espontáneas (se produce
energía eléctrica a partir de la energía
liberada en una reacción química):
Pilas voltaicas
x Reacciones no espontáneas (se producen
sustancias químicas a partir de energía
eléctrica suministrada):
Electrólisis
36. 36
Pilas voltaicas.
x Si se introduce una barra de Zn en una
disolución de CuSO4 (Cu2+ + SO4 2–) se
producirá espontáneamente la siguiente
reacción:
x Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
x El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se
reduce (los gana).
x Si hacemos que las reacciones de oxidación y
reducción se produzcan en recipientes
separados, los electrones circularán (corriente
eléctrica).
37. 37
Tipos de electrodos.
x Se llama así a cada barra metálica
sumergida en una disolución del mismo
metal. En una pila hay dos electrodos:
x Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación
Ánodo
– Allí van los aniones.
– En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.
x Cátodo: Se lleva a cabo la reducción
Cátodo
– Allí van los cationes.
– En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.
40. 40
Representación esquemática de
una pila
x La pila anterior se representaría:
Ánodo Puente salino Cátodo
x Zn (s) ZnSO4 (aq) CuSO4 (aq) Cu (s)
x Ánodo se lleva a cabo la oxidación:
– Zn – 2 e – → Zn2+.
x Cátodo se lleva a cabo la reducción:
– Cu2+ + 2 e – → Cu.
42. 42
Potencial de reducción.
x Las pilas producen una diferencia de potencial
(∆Epila) que puede considerarse como la
diferencia entre los potenciales de reducción de
los dos electrodos que la conforman.
∆E pila = Ecatodo − Ecnodo
x Consideraremos que cada semireacción de
reducción viene dada por un potencial de
reducción. Como en el cátodo se produce la
reducción, en todas las pilas Ecatodo > Eánodo.
43. 43
Potencial de reducción (cont).
x Cada pareja de sustancia oxidante-reductora
tendrá una mayor o menor tendencia a estar
en su forma oxidada o reducida.
x El que se encuentre en una u otra forma
dependerá de la otra pareja de sustancia
oxidante-reductora.
x ¿Qué especie se reducirá?
x Sencillamente, la que tenga un mayor
potencial de reducción.
44. 44
Electrodos de Hidrógeno.
x Al potencial de reducción del electrodo de
hidrógeno se le asigna por convenio un
potencial de 0’0 V para [H+] = 1 M.
x Reac. de reducción: 2 H+ + 2 e– → H2
x Un electrodo de hidrógeno es una lámina de
platino sobre el que se burbujea H2 a una
presión de 1 atm a través de una disolución
1 M de H+.
45. Sistema Semirreacción E° (V)
45
Li+ / Li Li+ 1 e– → Li –3,04
K+ / K K+ + 1 e – → K –2,92
Ca2+ /Ca Ca2++ 2 e– → Ca –2,87
Tabla de Na+ / Na Na++ 1 e– → Na –2,71
potenciales Mg2+ / Mg
Al3+ / Al
Mg2++ 2 e– → Mg
Al3+ + 3 e– → Al
–2,37
–1,66
de reducción Mn2+ / Mn Mn2+ + 2 e– → Mn –1,18
Zn2+ / Zn Zn2++ 2 e– → Zn –0,76
Cr3+ / Cr Cr3+ + 3 e– → Cr –0,74
Fe2+ / Fe Fe2+ + 2 e– → Fe –0,41
Cd2+ / Cd Cd2+ + 2 e– → Cd –0,40
Ni2+ / Ni Ni2+ + 2 e– → Ni –0,25
Sn2+ / Sn Sn2+ + 2 e– → Sn –0,14
Pb2+ / Pb Pb2+ + 2 e– → Pb –0,13
H+ / H2 2 H+ + 2 e– → H2 0,00
Cu2+ / Cu Cu2+ + 2 e– → Cu 0,34
I2 / I– I 2 + 2 e– → 2 I – 0,53
MnO4–/MnO2 MnO4– `+ 2 H2O + 3 e– → MnO2 + 4 OH– 0,53
Hg2+ / Hg Hg2+ + 2 e– → 2 Hg 0,79
Ag+ / Ag Ag+ + 1 e– → Ag 0,80
Br2 / Br– Br2 + 2 e– → 2 Br– 1,07
Cl2 / Cl– Cl2 + 2 e– → 2 Cl– 1,36
Au3+ / Au Au3+ + 3 e– → Au 1,500
MnO4– / Mn2+ MnO4– `+ 8 H++ 5 e– → Mn2+ + 2 H2O 1,51
46. 46
Metales frente a ácidos.
x Según sea el potencial de reducción del metal menor o
mayor que 0 reaccionará o no reaccionará con los
ácidos para [H+] = 1 M.
x Toda pareja oxidante-reductora que tenga más
tendencia a reducirse que los H+ tendrán un potencial
de reducción E > 0.
– Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones
normales: Cu + 2 H+ → no reacciona.
x Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos
tendencia a reducirse que los H+ tendrán un potencial
de reducción E < 0.
– Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno:
Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2
48. 48
Ejemplo: Decir si será espontánea la siguiente
reacción redox: Cl2(g) + 2 I– (aq)→ 2Cl– (aq) + I2 (s)
x La reacción dada es la suma de las siguientes
semirreacciones:
x Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e–→ 2Cl–(aq)
x Oxid. (ánodo): 2 I–(aq) → I2 (s) + 2e–
x Para que la reacción sea espontánea tiene que
cumplirse que ∆ Epila > 0:
x ∆ Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V =
= +0’72 V > 0
x luego es espontánea (las moléculas de Cl2
tienen más tendencia a reducirse que las de I2).
49. Ejercicio D: Una pila consta de un electrodo de Mg 49
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?
x ¿Qué especie se reduce?
x La que tenga mayor potencial de reducción. En este
caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.
x Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e–→ Ag(s)
. (cátodo):
x Oxid. (ánodo): Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e–
x ∆Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)
∆ Epila = 3,17 V
50. Cuestión de
SelectividadEjercicio E: Dada la Cl / redox
Par E0 (V) 50
2 Cl 1,35
–
(Junio 98)
siguiente tabla de potencia-
ClO4–/ClO3– 1,19
les normales expresados en voltios:
ClO3–/ClO2– 1,16
a) Escriba el nombre de: -La forma
reducida del oxidante más fuerte. Cl – Cu2+/Cu0 0,35
SO32–/ S2– 0,23
-Un catión que pueda ser oxidante
SO42– / S2– 0,15
y reductor. Sn 2+
-La especie más reductora. Sn 0 Sn 4+/Sn2+ 0,15
Sn2+ / Sn0 -0,14
-Un anión que pueda ser oxidante y reductor. ClO3–
b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entre
especies de la tabla que correspondan a:
-Una oxidación de un catión por un anión.
ClO3– + Sn2+ + 2 H+ → ClO2– + Sn4+ + H2O
-Una reducción de un catión por un anión.
S2– + 4 Cu2+ + 4 H2O → SO42– + 8 H+ + 4 Cu
51. 51
Electrólisis
x Cuando la reacción redox no es espontánea en
un sentido, podrá suceder si desde el exterior
se suministran los electrones.
x En el ejercicio D anterior en el que el electrodo
de Magnesio hacía de ánodo y se oxidaba
frente al de plata que hacía de cátodo formando
una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la
formación de Mg(s) (reducción) si desde el
exterior se suministran los 3,17 V que se
necesitan vencer (por ejemplo usando una pila
que proporcione mayor voltaje).
52. 52
Aplicaciones de la electrólisis.
x Se utiliza industrialmente para obtener
metales a partir de sales de dichos metales
utilizando la electricidad como fuente de
energía.
x Se llama galvanoplastia al proceso de
recubrir un objeto metálico con una capa
fina de otro metal:
x Ejemplo: Zn2+ + 2 e– → Zn (cincado)
(en este caso los electrones los suministra la
corriente eléctrica)
55. 55
Electrólisis. Ecuación de Faraday.
x La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C y
la de 1 mol de electrones (6’02 x 1023) es el
producto de ambos números: 96500 C = 1 F.
x Con un mol de electrones se es capaz de
reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol
de metal divalente, es decir, un equivalente
del metal (Mat/valencia).
x 1 equivalente precisa 96500 C
neq (m (g)/Meq) precisarán Q
56. 56
Ecuación de Faraday (cont.).
x De la proporción anterior se deduce:
m Q
neq = —— = —————
Meq 96500 C/eq
x De donde, sustituyendo Q por I · t (más
fáciles de medir) y despejando “m” se
obtiene:
M eq × I × t M at × I × t
m ( g) = =
96500 nº e × 96500
-
57. 57
Ejemplo: Se realiza la electrólisis de un
disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar
una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la
cantidad de hierro depositado en el cátodo.
x El tricloruro en disolución estará disociado:
FeCl3 → 3 Cl– + Fe3+
x La reducción será: Fe3+ + 3 e– → Fe
Meq x I x t (55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s
m (g) = ————— = —————————————
96500 C/eq 96500 C/eq
m (g) = 20,82 g
m (g) =
58. Problema
Selectividad
(Junio 98)
Ejercicio F: Una corriente de 4 amperios 58
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
59. Cuestión
Selectividad
Ejercicio F: La figura adjunta representa 59
(Reserva 98)
una celda para la obtención de cloro mediante
electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones: a) Escriba
las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.
b) Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción.
c) La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7.
Se produce modificación del pH durante la electrólisis?
¿Por qué? d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de
sodio metálico?
60. Cuestión 60
Selectividad
(Reserva 98) Solución:
x a) Ánodo: 2 Cl– (aq) → Cl2 (g) + 2 e– (1)
Cátodo: 2 H+ (aq) + 2 e– → H2 (g)
Cátodo: (2)
x b) Oxidación: ánodo (1). Reducción: cátodo (2).
Reducción
x c) Al ir disminuyendo [H+ ], el pH va aumentando
puesto que los OH– traspasan el diafragma poroso
para compensar la perdida de Cl–.
x d) Porque el potencial de reducción del H2 es mayor
que el del Na. y se precisa menos voltaje para que se
produzca la electrólisis.
El del H2 [2 H+ (aq) + 2e– → H2 (g)] es 0,0 V y se
toma como unidad, mientras que el del Na
[Na+ (aq) + 1e– → Na (s)] es negativo (el Na, al ser
61. 61
Electrólisis del NaCl
x La reacción 2 Na + Cl2 → 2 NaCl es una reacción
espontánea puesto que E(Cl2/2Cl–) > E(Na+/Na)
x Y lógicamente, la reacción contraria será no
espontánea: 2 NaCl → 2 Na + Cl2
x Red. (cátodo): 2 Na+(aq) + 2e– → 2 Na (s) Oxid.
(ánodo): 2Cl–(aq) → Cl2(g) + 2e–
x Epila = Ecatodo – Eánodo = –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 V
x El valor negativo de Epila reafirma que la reacción
no es espontánea. Pero suministrando un voltaje
superior a 4’07 V se podrá descomponer el NaCl en
sus elementos: Na y Cl2