ajustes redox y reacciones redox espontaneas y no espontaneas

1. REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN Química 2º bachillerato Carmen Peña IES. Altaír Getafe

2. El Ca se oxida, ya que gana oxígeno El Co se reduce, ya que pierde oxígeno El hierro se reduce (pierde oxígeno) y el carbono se oxida (gana oxígeno) El S se reduce ya que gana electrones El Mg se oxida ya que pierde electrones Agente oxidante: gana e - (se reduce) Agente reductor: cede e - (se oxida) “ El oxidante es un mangante y el reductor es un perdedor” Ambos procesos pueden darse simultáneamente: Reducción es el proceso en el que alguna especie química gana electrones Oxidación es el proceso en el que un elemento o compuesto gana oxígeno 2Fe 2 O 3 + 3C 4Fe + 3CO 2 2Ca + O 2 2CaO Reducción es el proceso en el que un elemento o compuesto pierde oxígeno CoO + 2H 2 Co + H 2 O Oxidación es el proceso en el cual una especie química pierde electrones S + 2e - S 2- Mg Mg 2+ + 2e -

10. AJUSTE POR EL MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN . 1.- Asignar nº de oxidación a cada uno de los átomos de la ecuación 2.- Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen El Fe disminuye su nº de oxidación de + 3 a 0 (se reduce ) y el C aumenta su nº de oxidación de + 2 a + 4 (se oxida ) • Por ejemplo : nº e - ganados por los elementos que se reducen = nº e - que ceden los elementos que se oxidan El ajuste por el método del número de oxidación se comprueba el aumento en el número de oxidación que sufre el átomo que se oxida con la disminución que experimenta el que se reduce Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 +3 +2 0 +4 Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 +3 – 2 +2 –2 0 +4 – 2

11. 4.- Introducir los coeficientes apropiados para que la variación positiva total del número de oxidación (experimentada por el átomo que se oxida) sea igual a la variación negativa (sufrida por el átomo que se reduce) Si fuera necesario, se ajustan las sustancias cuyos átomos no sufren cambios del número de oxidación 5.- Comprobar que la reacción está ajustada El Fe pasa de + 3 a 0  variación de su nº de oxidación = –3 El C pasa de + 2 a + 4  variación de su nº de oxidación = +2 3.- Calcular las variaciones producidas en los números de oxidación Fe 2 O 3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO 2 Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 +3 – 2 +2 –2 0 +4 – 2 Fe 2 O 3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO 2

14. AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN EN MEDIO ÁCIDO 2.- Escribir por separado las semirreacciones de oxidación y de reducción. El yodo aumenta su nº de oxidación de 0 a +5 (se oxida). El N disminuye su nº de oxidación de +5 a +4 (se reduce) 1.- Escribir la ecuación de forma iónica. Los compuestos covalentes no se disocian en agua Como ejemplo ajustaremos la siguiente reacción: NO 3 - Semirreacción de oxidación: I 2 I 2 + HNO 3 HIO 3 + NO 2 + HO 2 I 2 + H + + H + + + NO 2 + HO 2 NO 2 Semirreacción de reducción: Semirreacción de reducción: NO 2 Semirreacción de oxidación: 2 I 2 3.- Ajustar los átomos que no sean H y O: Para ajustar los átomos de yodo se debe introducir un 2 delante del . Los átomos de N, de la semirreacción de reducción, ya están ajustados

15. 4.- Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo las moléculas de agua que sean necesarias: En el lado derecho de la semirreacción de oxidación hay 6 átomos de O y ninguno en el izquierdo. Hay que añadir seis moléculas de agua en el lado izquierdo En el lado derecho de la semirreacción de reducción hay que añadir una molécula de agua, ya que en el lado izquierdo hay un átomo menos de O 5.- Ajustar los átomos de H añadiendo los iones H + necesarios. La semirreacción de oxidación contiene 12 átomos de H en la izquierda por lo que se añaden 12 H + en la derecha. La semirreacción de reducción contiene 2 átomos de H en la la derecha por lo que se añaden 2 H + en la izquierda Semirreacción de oxidación: I 2 + 6 H 2 O 2 Semirreacción de reducción : NO 2 + H 2 O Semirreacción de oxidación: I 2 + 6 H 2 O 2 + 12 H + Semirreacción de reducción : NO 2 + H 2 O + 2 H +

16. La semirreacción de oxidación tiene carga neta 0 en el lado izquierdo (solo hay moléculas neutras), y carga neta +10 en el derecho: [2 • (-1)+12 • (+1)=+10]. Hay que añadir en el derecho una carga eléctrica de 10 e - 7.- Igualar los electrones cedidos a los ganados, y luego sumar las dos semirreacciones : 6.- Ajustar las cargas eléctricas añadiendo electrones La semirreacción de reducción tiene, en el lado izquierdo una carga neta de: [-1+2 • (+1)=+1] y en el lado derecho 0; así pues, hay que añadir una carga eléctrica de 1e - en el lado izquierdo La semirreacción de oxidación cede 10 e - y la de reducción sólo gana uno. Esta debe multiplicarse por 10 10 ( + e - NO 2 ) I 2 + 6 H 2 O 2 + 12 H + + 10 e - I 2 + 6 H 2 O + 10 + 20 H + +10 e - 2 + 12 H + + 10 e - + 10 NO 2 + 10 H 2 O Semirreacción de oxidación : I 2 + 6 H 2 O 2 + 12 H + + 10 e - Semirreacción de reducción : + 2 H + + e - NO 2 + H 2 O

17. 8.- Simplificar las especies que se encuentren en los dos lados Doce de los veinte protones de la izquierda se cancelan con doce de la derecha. Igualmente diez moléculas de agua de la derecha se cancelan con seis de la izquierda. Los electrones de ambos lados se cancelan 9.- Escribir la ecuación global en forma molecular: I 2 + 10 HNO 3 2 HIO 3 + 10 NO 2 + 4 H 2 O I 2 + 10 + 8 H + 2 + 10 e - +10 NO 2 + 4 H 2 O Se identifican los iones con las moléculas de que proceden. Los iones vienen del HNO 3 y los del HIO 3 I 2 +6 H 2 O +10 + 20 H + +10 e - 2 + 12 H + + 10 e - + 10 NO 2 +10 H 2 O

20. AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN EN MEDIO BÁSICO. En las reacciones que transcurren en medio básico, hay que realizar los mismos ocho primeros pasos que en medio ácido hasta llegar a la ecuación iónica neta 9.- Sumar, en los dos lados, tantos OH - como H + haya + 2 + 2 H + + 2 OH - 3 + 2 MnO 2 + H 2 O + 2 OH - 3 + 2 H 2 O + 2 3 + 2 MnO 2 + H 2 O + 2 OH - 3 + H 2 O + 2 3 + 2 MnO 2 + 2 OH - 3 En el lado izquierdo existen 2 H + , se suman 2 OH - en ambos lados 10.- Combinar los OH - con los H + para formar H 2 O Se producen 2 H 2 O en el lado izquierdo 11.- Simplificar las moléculas de agua + + 2 MnO 2 + H 2 O 3 2 + 2 H + 3 Siguiendo los pasos comunes, la reacción iónica neta: + + MnO 2 Por ejemplo dada la reacción (en medio básico):

26. REACCIONES RÉDOX ESPONTÁNEAS. En las reacciones redox espontáneas, la sustancia que se oxida, (reductor) cede electrones a la sustancia que se reduce (oxidante) En cuanto las moléculas del reductor entran en contacto con el oxidante, la transferencia de electrones ocurre espontáneamente Los iones Ag + se reducen a plata metálica (ganan los electrones cedidos por un átomo de cobre) y el cobre se oxida a Cu 2+ (cede los dos electrones) La energía producida se disipa mediante calor y es difícil de aprovechar Un ejemplo : 2 Ag + (aq) + Cu (s) 2Ag (s) + Cu 2+ (aq)

27. PILAS GALVÁNICAS O VOLTAICAS . Una pila galvánica es un generador de corriente basado en las reacciones redox, donde los electrones se entregan indirectamente a través de un hilo conductor El electrodo donde se produce la oxidación se denomina ánodo El electrodo donde se produce la reducción se denomina cátodo Por ejemplo : Cu (s) Cu 2+ (aq) + 2e - 2 Ag + (aq) + 2e - 2Ag (s) La reacción global de la pila: 2 Ag + (aq) + Cu (s) 2Ag (s) + Cu 2+ (aq)

28. Para que una pila funcione, los compartimentos anódico y catódico deben permanecer eléctricamente neutros Esquema de una pila: Para mantener la neutralidad se utiliza un puente salino , con un electrolito ajeno a la reacción, donde los iones negativos se difunden hacia el ánodo (que se carga positivamente), y los iones positivos hacia el cátodo (que se carga negativamente) Ánodo  Electrodo -  oxidación Cu (s)  Cu 2+ (aq) 2Ag + (aq)  2Ag (s) Cátodo  Electrodo +  reducción   puente salino

31. PILAS COMERCIALES. Alcalina De mercurio (botón) Salina

32. ELECTRODO ESTÁNDAR DE HIDRÓGENO . Cuando las condiciones que aplicamos son las estándar (concentración de los iones 1M, presión de los gases 1 atm y temperatura de 25 ºC) hablamos entonces de fem estándar o normal: El potencial de los electrodos depende de las concentraciones de todas las especies que intervienen en las semirreacciones de electrodo = - El potencial absoluto de un electrodo no se puede medir, por lo que se escoge uno como referencia y se le asigna un valor arbitrario. El elegido es el electrodo estándar o normal de hidrógeno (EEH) = 0 V (a 25ºC) La fuerza electromotriz dada por una pila galvánica, mide la diferencia de potencial entre sus electrodos (fem = potencial cátodo - potencial ánodo) Lo designaremos así: E pila = E cát - E án º cát E La reacción que ocurre en la superficie de platino es: 2H + (aq, 1M) + 2e - H 2 (g, 1atm)

33. POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN. Los potenciales estándar de reducción de los distintos electrodos se determinan formando pilas galvánicas entre ellos y el electrodo estándar de H 2 Este ejemplo es una pila constituida por un electrodo formado por una barra de cobre en una disolución 1M de iones Cu 2+ , a 25ºC, y el electrodo normal de hidrógeno El potencial de esta pila medido con un voltímetro es de 0,34 V

34. El potencial de un electrodo mide la tendencia a que en él se produzca una reducción En la pila constituida con el electrodo estándar de Cu 2+ /Cu y el EEH Cátodo (reducción) Ánodo (oxidación) En la pila constituida con el electrodo estándar de Cd 2+ /Cd y el EEH Cátodo (reducción) Ánodo (oxidación) Cu (s) Cu 2+ (aq) + 2e - H 2 (g) 2H + (aq) + 2e - Reacción global: Cu (s) Cu 2+ (aq) + H 2 (g) + 2H + (aq) 0,34 es un valor relativo  el potencial normal del electrodo Cu 2+ /Cu es 0,34 V mayor que el de EEH La fem de la pila es 0,34 V Cd (s) Cd 2+ (aq) + 2e - H 2 (g) 2H + (aq) + 2e - La fem de la pila es 0,40 V El valor negativo indica que el electrodo de Cd es el ánodo y el EEH el cátodo Reacción global: H 2 (g) + Cd 2+ (aq) 2H + (aq) + Cd (s)

36. Si el potencial de un electrodo es positivo, actúa de cátodo al conectarlo con el EEH (se produce la reducción), por el contrario si es negativo, actúa de ánodo (y se dará la oxidación) El valor de indica en qué extensión está desplazada hacia la derecha la semirreacción: Ox + ne - Red Cuanto mayor sea su potencial , mayor es la tendencia de la especie oxidante a reducirse ganando “n” electrones y, por tanto, menor es la tendencia de la especie reductora a oxidarse, cediendo “n” electrones

38. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOX Los valores de los potenciales estándar de reducción permiten predecir si una reacción redox es o no espontánea en un sentido determinado Para una pila con esta reacción, su potencial normal: Como el potencial es negativo , significa que la reacción no es espontánea . Los iones Sn 2+ tienen más tendencia a reducirse a estaño que los iones Zn 2+ a cinc, luego el equilibrio está desplazado de derecha a izquierda Esta reacción es el resultado de la suma de las semirreacciones: Ánodo (oxidación): Sn (s) Sn 2+ (aq) + 2e - Cátodo (reducción): Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e - Zn (s) + Sn (s) + Sn 2+ (aq) Zn 2+ (aq) Un ejemplo: Zn (s) + Sn (s) + Sn 2+ (aq) Zn 2+ (aq)

42. Ejercicio : Dada la siguiente tabla de potencia- les normales expresados en voltios: a) Escriba el nombre de: -La forma reducida del oxidante más fuerte. -Un catión que pueda ser oxidante y reductor. -La especie más reductora. -Un anión que pueda ser oxidante y reductor. 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. -Una reducción de un catión por un anión. Cl – Sn 2+ Sn 0 ClO 3 – ClO 3 – + Sn 2+ + 2 H +  ClO 2 – + Sn 4+ + H 2 O S 2– + 4 Cu 2+ + 4 H 2 O  SO 4 2– + 8 H + + 4 Cu Par redox E 0 (V) Cl 2 / Cl – 1,35 ClO 4 – /ClO 3 – 1,19 ClO 3 – /ClO 2 – 1,16 Cu 2+ /Cu 0 0,35 SO 3 2– / S 2– 0,23 SO 4 2– / S 2– 0,15 Sn 4+ /Sn 2+ 0,15 Sn 2+ / Sn 0 -0,14

43. ELECTRÓLISIS. La electrólisis es el proceso en el que se consigue forzar una reacción redox no espontánea mediante la aplicación de una fem (fuerza electromotriz o voltaje) adecuada El recipiente donde se realiza la electrólisis se denomina cuba electrolítica Se puede obligar a que los iones Cl - cedan 1e - a un ion Na + , con una pila de fem adecuada Por ejemplo Al igual que en la pila galvánica se produce la reducción en el cátodo y la oxidación en el ánodo , pero en la electrólisis, el cátodo es negativo y el ánodo es positivo Ánodo (+) Oxidación Cátodo (-) Reducción Reacción global 2 Na 2 Na + + 2e - 2 Cl - Cl 2 + 2e - 2 Na + + 2 Cl - Cl 2 + 2 Na 2 Na + Cl 2 2 NaCl  G  0  espontánea 2 NaCl 2 Na + Cl 2  G  0  no espontánea

45. Por ejemplo en el caso de una disolución acuosa de NaCl, en el cátodo se reduce el agua y no los iones Na + debido a que E o (H 2 O / H 2 + OH - )  E o (Na + / Na) Para ver qué reacciones se producen habrá que comparar los potenciales LAS LEYES DE FARADAY .  La cantidad de una sustancia producida durante una electrólisis es directamente proporcional a la intensidad de corriente y al tiempo que circula por la misma, es decir, a la cantidad de electricidad (carga eléctrica) que circula por el electrolito  Para una misma carga eléctrica, la masa de una sustancia obtenida en una electrólisis es proporcional a su equivalente gramo (eq) Reducción del agua: 2H 2 O (l) H 2 (g) + 2OH - (aq) + 2e - Oxidación del agua : 2H 2 O (l) O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e - H 2 O (OH - ) X - (halogenuros ) , , , Facilidad para oxidarse en el ánodo

48. Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.