Este documento trata sobre las reacciones redox, definidas como intercambios de electrones entre sustancias. Explica la evolución histórica del concepto de oxidación y reducción y cómo se determinan los estados de oxidación. También describe métodos para ajustar reacciones redox y aplicaciones como pilas voltaicas.

1. Tema 9 Reacciones de intercambio de electrones o reacciones redox

2. 1.- Introducción La combustión de la madera, la producción de electricidad en una pila, la acción de la lejía sobre la ropa, la obtención de metales en los altos hornos o la corrosión de los metales son procesos de oxidación-reducción. Así, las reacciones redox tienen una gran importancia económica y están presentes en muchos procesos cotidianos. Inicialmente se consideraba oxidación a los procesos en los que una sustancia ganaba oxígeno: 4 FeO + O 2  2 Fe 2 O 3 Reducción, por contra, era aquella reacción en la que una sustancia perdía oxígeno: CuO + H 2  Cu + H 2 O

3. Este concepto se aumentó cuando se observó que muchas veces cuando el oxígeno reacciona con un compuesto que contiene hidrógeno , en lugar de combinarse con el compuesto , lo que hace es quitarle hidrógeno para formar agua Por ello el concepto de oxidación se extendió para incluir la eliminación de hidrógeno y reducción a la adición de hidrógeno Oxidación: CH3CH2OH  CH3CHO + H2 Reducción: CH2CH2 + H2  CH3CH3 Más tarde los químicos se dieron cuenta que casi todos los elementos no metálicos producían reacciones análogas a las del oxígeno Al observar las estructuras electrónicas se vio que lo que se producía es un intercambio de electrones

4. Actualmente: Se conoce como oxidación al proceso por el que una sustancia pierde electrones. Se llama reducción a la transformación por la que una sustancia gana electrones Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción . Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción Por ello decimos que se produce una reacción redox Oxidante: es una sustancia que produce la oxidación de otra ( por tanto él se reduce) Reductor: es una sustancia que produce la reducción de otra ( por tanto él se oxida) El concepto de oxidante y reductor es relativo depende de con qué se enfrente

5. 2.-ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) (O NÚMERO DE OXIDACIÓN). “ Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos , es decir, considerando todos los enlaces covalentes polares como si en vez de tener fracciones de carga tuvieran cargas completas”. En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo. El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide. . Unas sencillas reglas permiten determinar el estado de oxidación de un elemento en un compuesto:

7. Un elemento se oxida cuando aumenta su estado de oxidación y se reduce cuando disminuye su número de oxidación. En toda reacción de oxidación-reducción se pueden distinguir dos semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción. Por ejemplo, en la reacción: CuSO 4 + Zn  ZnSO 4 + Cu El zinc se oxida, pasando de estado de oxidación 0 a +2 y el cobre se reduce, al pasar su número de oxidación de +2 a 0 .

9. 2.-AJUSTE DE REACCIONES POR EL METODO DEL ION-ELECTRON Es aplicable a reacciones que transcurren en disolución acuosa y se basa en descomponer la reacción redox en dos semirreacciones entre los iones de la disolución Dos casos según la reacción sea en medio ácido o básico a) Medio ácido: 1.- Descomponer los iones que existan en disolución 2.- Formular las semiecuaciones de oxidación y reducción igualando los elementos que no sean oxígeno o hidrógeno 3.- Igualar en cada una de dichas ecuaciones el numero de átomos de oxigeno añadiendo al miembro en que exista menos cantidad de este elemento tantas moléculas de agua como átomos de oxigeno haya en defecto

10. 4.- Igualar a continuación él hidrogeno añadiendo al miembro en que este en defecto el hidrogeno necesario en forma de H+ 5.- Ajustar estas semirreacciones electrónicamente, de manera que haya el mismo numero de cargas en los dos miembros, lo cual se logra añadiendo el numero necesario de electrones 6.- Multiplicar las semiecuaciones de oxidación y reducción por un numero que iguale el numero de electrones cedidos o captados 7.- Sumar las dos semiecuaciones para obtener la ecuación redox ionica total 8.- Volver a formar la reacción total

11. En medio básico es igual pero Para igualar el oxigeno han de añadirse tantas moléculas de agua como átomos de oxigeno existan en exceso , en el otro se añade el doble de iones OH- Para igualar el hidrogeno se añaden al miembro donde exista defecto tantas moléculas de agua como átomos de hidrogeno falten y en el otro miembro el mismo numero de iones OH- 3.-ESTEQUIOMETRIA REDOX La masa equivalente en un proceso redox es el cociente entre la masa molecular y el número de electrones que aparecen en la semirreacción. M E = M/e- El heptaoxodicromato(VI) de potasio, o dicromato potásico, se reduce a cromo(III) según la semirreacción, sin ajustar: K2Cr2O7 + 6e-  2Cr2+ La masa equivalente resultará:294.2/6= 49.036

12. valoración redox es similar a la valoración ácido base. Hay que determinar el número de moles de especie oxidante y reductora que reaccionan entre sí Otra manera, al igual que en ácido-base, el concepto de masa equivalente, y el de normalidad. : De esta manera: neq(oxidante ) = neq(reductora) Es decir: V (ox.) x N (ox.) = V (red.) x N (red.) Las volumetrías redox se suelen denominar por el nombre del compuesto que actúa como oxidante. Así, las volumetrías realizadas con permanganato potásico se llaman "permanganimetrías", con yodo "yodometrías" "dicromatometrías", etc. La determinación del punto final puede hacerse potenciométricamente o mediante el uso de un indicador redox

13. Los indicadores redox son sustancias cuya forma presenta diferente color que la reducida. Cada indicador muestra su viraje o cambio de color a un potencial determinado 4 .- PILAS VOLTAICAS (CÉLULAS GALVÁNICAS). Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO 4 (Cu 2+ + SO 4 2– ) se producirá espontáneamente la siguiente reacción: Cu2+ (aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (aq) El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana). Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados (semiceldas), y las conectamos ente sí para que los electrones perdidos en la oxidación del Zn circulen por el exterior y sean los que producen la reducción del Cu2+ a Cu, tendremos una pila, puesto que la circulación e electrones es precisamente la corriente eléctrica.

14. Electrodos. Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos: Ánodo : Se lleva a cabo la oxidación (allí van los aniones). En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn. Cátodo : Se lleva a cabo la reducción (allí van los cationes). En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu. Pila Daniell. Consta de dos semiceldas, una con un electrodo de Cu en una disolución de CuSO4 y otra con un electrodo de Zn en una disolución de ZnSO4. Están unidas por un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda.

15. A

16. Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir con un voltímetro. Representación esquemática de una pila La pila anterior se representaría: Ánodo || puenteSalino| Cátodo Zn (s) | ZnSO4 (aq) || CuSO4 (aq) | Cu (s) Pila Daniell. (Imagen cedida por © Ed. Santillana. 2º de Bachillerato)

18. TIPOS DE ELECTRODOS

21. Pilas comerciales. Hay varios tipos conocidos: Salinas (suelen ser de Zn/C) Alcalinas(suelen ser de Zn/Mn) Recargables (suelen ser de Cd/Ni) De Mercurio o de botón (suelen ser de Zn/Hg) Salina Alcalina De mercurio (Imágenes cedidas por © Grupo ANAYA. S.A. Química 2º Bachillerato)

22. POTENCIAL DE REDUCCIÓN. ESCALA DE POTENCIALES. Las pilas producen una diferencia de potencial ( Δ Epila) que puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman: Consideraremos que cada semirreacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas Ecatodo > Eánodo . Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida. El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora. ¿Qué especie se reducirá? Sencillamente, la que tenga un mayor potencial de reducción.

23. El potencial eléctrico de un electrodo, sin embargo, no puede determinarse de forma absoluta, así que se calculan haciendo referencia a un electrodo especial: el electrodo de hidrógeno . Potencial de reducción normal de electrodo es la diferencia de potencial, a 25 ºC, entre el electrodo considerado y el electrodo normal de hidrógeno, cuando las especies iónicas están presentes con una concentración de 1 M y las especies gaseosas a una presión de 1 atm. La serie electroquímica es un sistema ordenado de reacciones de reducción en las que el potencial normal de reducción aumenta . Los potenciales de oxidación tendrán signo contrario y con la reacción inversa

24. Una transformación se producirá espontáneamente cuando disminuya la energía libre de Gibbs . DG < 0 Puesto que en una reacción redox la energía libre equivale al trabajo eléctrico: DG = W = - q · E Empleando los valores normales, se puede escribir: DG< 0 = - q · E< 0 El signo negativo indica que se trata de un trabajo cedido por la reacción, el sistema suministra trabajo eléctrico a su entorno. Para que la reacción sea espontánea, la fuerza electromotriz de la reacción deberá ser positiva, ya que así disminuirá la energía libre. Con los potenciales de reducción de la serie electroquímica es posible determinar la fuerza electromotriz de la reacción y, por tanto, la espontaneidad de la reacción redox.