Química 2º Bachillerato. Electroquímica.

Resumen

En las valoraciones redox se utiliza una reacción de oxidación-reducción para determinar la concentración de uno de los compuestos implicados
(oxidante o reductor), si se conoce exactamente la concentración del otro.

Entre las reacciones químicas existe un tipo, llamado reacciones de oxidación-reducción (abreviadamente
reacciones redox), en las que se produce una transferencia de electrones de una sustancia a otra. Ajuste de ecuaciones redox por el método del ión-
electrón

1. Determinar cuáles son los elementos que

Si el número de oxidación aumenta, pierde electrones. sufren cambios en su número de oxidación.
Cuando un elemento pierde electrones, decimos Oxidación = pérdida de electrones 2. Disociar las sustancias (si se disocian en
que el elemento se oxida. disolución acuosa) y seleccionar el ion en el que
se encuentra el elemento implicado en el proceso
redox.
Si el número de oxidación disminuye, gana electrones. 3. Ajustar cada una de las dos semirreacciones:
Reducción = ganancia de electrones
Cuando un elemento gana electrones, decimos a) Primero se ajustan los elementos distintos del
que el elemento se reduce. O e H.
b) Segundo se ajustan los oxígenos añadiendo
H2O
 Los procesos de oxidación y de reducción c) Tercero se ajustan los H añadiendo H+
son siempre simultáneos: una oxidación (reacciones en medio ácido)
lleva consigo una reducción y viceversa. d) Cuarto se ajustan las cargas sumando
 Un elemento se reduce (capta electrones) porque electrones.
otro los pierde (se oxida).
La sustancia que se reduce es el oxidante.
4. Sumar ambas ecuaciones garantizando que el
 La causa de que un elemento se oxide es que La sustancia que se oxida es el reductor número de electrones perdidos en la de
otro se reduce y a la inversa. Luego la sustancia oxidación sea el mismo que de electrones
que se reduce (gana electrones) es la que ganados en la de reducción, para lo cual es
provoca la oxidación (que otro elemento pierda probable que haya que multiplicar las ecuaciones
electrones) . Por el contrario, la sustancia que se por los números adecuados.
oxida provoca que otra se reduzca.

En las valoraciones redox se utiliza una reacción de

oxidación-reducción para determinar la concentración de uno Una valoración redox muy corriente son las permanganimetrías.
de los compuestos implicados), si se conoce exactamente la Como valorante se utiliza el permanganato de potasio (color violeta intenso). En el matraz se pone el
concentración del otro. Se emplea una disolución de agua oxigenada a valorar (puede diluirse) acidulada con ácido sulfúrico. A medida que se agrega el
concentración conocida (disolución patrón o valorante) permanganato al agua oxigenada se producirá la correspondiente reacción redox:
que se agrega lentamente, mediante una bureta, a un
volumen conocido de la disolución de la cual se quiere 5 H2O2 (ac)  2 KMnO4 (ac)  3 H2SO4 (ac)  2 MnSO4 (ac)  5 O2 (g)  K 2SO4 (ac)  8 H2O(ac)
saber su concentración (analito) hasta completar la
Mientras exista peróxido de hidrógeno en el matraz la disolución permanecerá incolora. Cuando
reacción de oxidación-reducción.
todo el peróxido de hidrógeno reaccione, la adición de la próxima gota de permanganato hará que la
Para determinar el final de la valoración (punto final) se disolución adquiera un tono rosado (debido al permanganato que no reacciona), que nos indicará el fin
emplea un indicador redox, que nos señalará con un brusco de la valoración. El propio permanganato actúa como indicador.
cambio de color el final del proceso.
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Pila o celda Daniell En una celda se denomina cátodo al electrodo

Zn (s) | Zn2 (ac) Cu2 (ac) | Cu(s) en el que tiene lugar la reducción.
En el vaso de la izquierda (ánodo) se introduce
un electrodo de cinc en una disolución de ZnSO4
produciéndose la oxidación de Zn a Zn
2+ Zn (s)  Zn2 (ac)  2e Reacción de oxidación
2 
Cu (ac)  2e  Cu (s) Reacción de reducción

En el vaso de la derecha (cátodo) se introduce un Zn(s)  Cu2 (ac)  Zn2 (ac)  Cu(s)
electrodo de cobre en una disolución de CuSO4
2+
produciéndose ahora la reducción del Cu a cobre
metálico (Cu) En una celda se denomina ánodo al electrodo
en el que tiene lugar la oxidación.

El puente salino conecta ambos vasos y está lleno de una disolución de un electrolito (KCl).
El efecto neto del puente es mantener la neutralidad eléctrica en ambos vasos y "cerrar el
circuito", haciendo posible la circulación de los electrones por el circuito exterior.

La diferencia de potencial entre ambos electrodos coincide con la fuerza electromotriz de la De manera general si enfrentamos dos semirreacciones podemos
celda (E). La fuerza electromotriz (fem) depende de la naturaleza de los electrodos, de predecir cómo sería la reacción resultante:
la concentración de las disoluciones y de la temperatura. Por eso las fem se tabulan en  Se reducirá el que presente un mayor potencial de reducción.
0 0
condiciones estándar: concentración 1,0 M y 25 C y se notan como E .  El que presente un potencial de reducción menor se oxidará.

2+ 2+
Sn(s) | Sn (ac) || Pb (ac)| Pb(s)

G0   n F E0
Energía libre Potencial estándar de
estándar de Gibbs la reacción

Número de moles de
electrones transferidos F, constante de Faraday.
en el proceso redox Es la carga eléctrica de 1 mol
de electrones: 1 F = 96 500 C

Como tanto n como F son constantes positivas, una

0
reacción será espontánea cuando E sea positivo. Sn (s)  Sn2 (ac)  2e Oxidación. Ánodo. E0Oxid   0,137 V
Pb2 (ac)  2e  Pb (s) Reducción. Cátodo. E0Re d   0,125 V

E0  E0Oxid  E0Red  E0Oxid   0,137 V  0,125 V  0,012 V

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Producir una reacción química a partir de una corriente eléctrica, también es posible. Para ello sólo hay que lograr que una corriente eléctrica (continua) pase a través de
una sal fundida o una disolución acuosa de un electrolito. La corriente eléctrica produce entonces en ambos electrodos reacciones de oxidación y reducción y el
proceso se conoce con el nombre de electrolisis.

Electrolisis de Na Cl fundido

La reacción no será espontánea y habrá que comunicar,

2 Cl (l)  Cl2 (g)  2 e  Ánodo. Oxidación. E0Oxid   1,36 V como mínimo, una diferencia de potencial de 4,07 V para
llevarla a cabo. En la realidad la diferencia de potencial
Na (l)  e  Na(s) Cátodo. Re ducción. E0Re d   2,71 V necesaria para la electrolisis puede ser bastante mayor,
debido a las sobretensiones, especialmente importantes
cuando se desprenden gases o cuando se depositan
2 Cl (l)  2 Na (l)  Cl2 (g)  2 Na(s) sustancias sobre el electrodo.
E0Celda  E0Re d  E0Oxid   2,71 V  (  1,36 V)   4,07 V

Cuando se realizan electrolisis de sustancias en disolución acuosa (mucho más sencillas de realizar en la práctica) es más difícil de prever el resultado de la electrolisis, ya
que existen reacciones en competencia en ambos electrodos. El que suceda una u otra dependerá de varios factores, uno de ellos la concentración de la sustancia disuelta.

Electrodo negativo (cátodo) Electrodo positivo (ánodo)

Hacia el cátodo se dirigirán los iones positivos que experimentarán una reducción Hacia el ánodo se dirigirán los iones negativos que experimentarán una oxidación.

Hay cationes que se reducen muy difícilmente. Esto ocurre con los cationes Hay aniones que no son oxidables. Esto ocurre cuando el átomo central está en su
de los metales muy activos (alcalinos y alcalino-térreos). estado de oxidación más alto. Ocurre esto en los siguientes aniones:
- 2- 2- - -
Metales menos activos como el Cu, Cr, Pb, Ag, Ni, Zn ... se reducen más NO3 , SO4 , CO3 , HCO3 , MnO4 ...
fácilmente, razón por la que en la electrolisis de sus sales se depositan en el -
Otros iones, como el Cl , pueden oxidarse en el ánodo, dando Cl2 gas:
cátodo en su forma metálica. - -
2 Cl (ac) Cl2 (g) + 2 e
En el cátodo también existe una reacción de competencia debida a la
presencia del agua. El agua trata de reducirse para dar hidrógeno (gas): En el ánodo también existe una reacción de competencia debida a la presencia del
- - agua. El agua trata de oxidarse para dar oxígeno (gas) según la siguiente reacción:
2 H2O + 2 e H2 (g) + 2 OH (ac) (Ered= - 0,83 V) + -
2 H2O O2 (g) + 4 H (ac) + 4 e (Eoxd= - 1,23 V)

Electrolisis del agua

Deposición del cobre
 
2 H2O  O2 (g)  4 H (ac)  4e E 0
Oxid   1,23 V

2 H2O  2e  H2 (g)  2 OH (ac)
E 0
Re d   0,83 V 2 H2O  O2 (g)  4 H (ac)  4 e E0Oxid   1,23 V
Cu2 (ac)  2 e  Cu(s) E0Re d  0,34 V
 
6 H2O  O2 (g)  2 H2 (g)  4H (ac)  4OH (ac)
2 H2O  O2 (g)  2 H2 (g) 2 Cu2 (ac)  2 H2O  2 Cu(s)  O2 (g)  4 H (ac)
E0Celda  E0Re d  E0Oxid   0,83 V  (  1,23)V   2,06 V E0Celda  0,34 V  ( 1,23) V   0,89 V