miércoles, 18 de enero de 2017


REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (reacciones de transferencia de electrones)


número de oxidación
  • Un elemento se oxida cuando aumenta su número de oxidación, perdiendo electrones (por ejemplo, el Fe se oxida a Fe2+ o a Fe3+); la reducción implica ganancia de electrones, y disminución del número de oxidación (como ocurre cuando Agpasa a Ag).
 concepto redox
  • Quien se oxida es el reductor, quien se reduce es el oxidante. Parece un lío, pero no lo es tanto.
oxidante y reductor
pares redox
  • ¿Qué pasa con una lámina de cinc sumergida en una disolución de sulfato de cobre (II)?
lámina de cinc en sulfato cobre (II)
  • Método Ión-electrón

ajuste redox
permanganimetr�a
Voxidante · Noxidante = Vreductor · Nreductor
(donde V es el volumen y N la normalidad)
  • ¡Cuánto hay que agradecer a la electroquímica en la vida diaria! ¿O acaso tendríamos móviles sin baterías, y marcapasos sin pilas? ¿Y cómo limpiaríamos la plata ennegrecida?  Alessandro Volta no se dedicó a producir descargas eléctricas sobre ranas muertas para resucitarlas. ¿Cómo funciona una pila voltaica? ¿Cómo es la reacción en una pila Daniell? ¿Y la batería de los coches? Recordemos que en las pilas se produce energía eléctrica a partir de energía química, ocurriendo la oxidación de una sustancia en el ánodo (polo negativo), y la reducción de otra en el cátodo (polo positivo). Los electrones circulan del ánodo al cátodo.
  • Todo esto de las pilas tiene mucho que ver con el comportamiento de los metales en disolución (si te apetece verlo, pero escuchándolo en inglés, siempre hay vídeos):
  •  Las magnitudes físicas (aquellas que se pueden medir) necesitan que exista el cero, la representación de la nada. Como no es posible conocer el potencial de un electrodo aislado (sólo la diferencia entre dos electrodos), ¿dónde ponemos el listón más bajo? Por consenso, que en la ciencia a menudo se consigue, se asigna ese valor cero al electrodo estándar de hidrógeno:
electrodo estándar hidrógeno
tipos de pilas
  • El potencial estándar del cobre  se mide montando una pila cuyo funcionamiento, ecuaciones anódica, catódica y global debes saber deducir de la notación abreviada que sigue:
Pt | H2(g, 1 atm) | H+(1M) || Cu+2(1M) | Cu(s)
potencial estándar cobre
 pila = Eº cátodo - Eº ánodo
 y que para expresar la composición de una pila (como la Daniell del ejemplo) se sigue una notación similar a:
   Zn (s)| Zn2+(aq, 1 M) | | Cu2+(aq, 1M) |  Cu (s)
Se escribe a la izquierda el ánodo, donde se produce la oxidación, y a la derecha el cátodo, donde se produce la reducción; se indica entre paréntesis la fase en la que se encuentra cada especie, separándose con una barra vertical las especies que están en diferente fase; la doble barra vertical del medio indica el puente salino. El proceso será espontáneo siempre que la el potencial de la pila, , sea positivo (o lo que es lo mismo, Eº cátodo > Eº ánodo).
escritura pila
tipos de pilas
tipos de pilas
bater�a coche esquema
  • No hay que descuidar el trabajo en el laboratorio, pero los que programan las asignaturas deben pensar que la dilatación del tiempo, factible y matemáticamente demostrable desde la teoría de la relatividad, funciona a velocidades muy inferiores a las de la luz (lo único que comprobable por estos lares es la contracción de longitudes… no hay más que mirar dentro de los cerebros).
pila de Volta
 esculturas Fernando Alba Gijón 
  • ¿Alguna vez habéis pensado cómo se obtienen el cloro o el hidrógeno? ¿O si es posible separar el sodio de la sal común? Seguramente, tendréis asuntos mejores de los que ocuparos. Lo que sí se os sonará son los cromados de coches y motos, las joyas “bañadas en oro”, el galvanizado de los quitamiedos, o la expresión “quedó niquelao“, sinónimo de perfecto y brillante. Todo esto para hablar de la electrolisis, el procesomedidante el cual la energía eléctrica se transforma en energía química, forzando una reacción redox no espontánea. Al igual que en las pilas, se produce oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo, pero ahora se invierte la polaridad de ambos: el ánodo es el polo positivo y el cátodo es el negativo. Se precisa una corriente continua para que la reacción progrese en una celda electrolítica:
celda electroqu�mica
  • Como los alumnos tienen siempre ansias de laboratorio, incrusto el vídeo de una sencilla práctica “casera”, la electrolisis del cloruro de sodio disuelto en agua  (que no fundido, importante diferencia), no exenta de ciertos riesgos (el catión sodio no se deposita como sodio, sino que produce hidróxido de sodio, siendo los cationes de hidrógeno los que se reducen en el ánodo; los gases generados son cloro e hidrógeno). Mejor ver (y entenderlo con la lección de Skoool!) que hacer, en este caso:

electrolisis cloruro sodio disuelto
  • Una disolución de cloruro de sodio contiene las especies Na+, Cl- y los iones hidronio (H+) e hidroxilo (OH-) provenientes del agua. Las posibles ecuaciones químicas de la electrolisis del cloruro de sodio en disolución son:
cloruro sodio disuelto electrolisis
  • A la vista de los potenciales de oxidación (en el ánodo) y de reducción (en el cátodo), queda claro que los aniones cloruro tienen más tendencia que el agua a oxidarse, y que el agua agua tiene más tendencia a reducirse que el catión sodio, por lo que la reacción global resultante es la que produce hidrógeno y cloro gaseoso:
2 Cl- (aq) H+ (aq) —> Cl2 (g) + H2(g) 
Na Cl (s) –>fusión –> Na Cl (l) —> Na+ (l) + Cl- (l)
electrolisis cloruro sodio fundido
electrolisis sal fundida
electrolisis agua
Ánodo:
    2 H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) +  4 e-          E(oxidación agua)= - 0,81 V (pH=7)
Cátodo:
    2H2O(l) + 2e → H2(g)+ 2OH(aq)         E(reducción agua)= - 0,42 V  (pH=7)

    2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)    Eelectrolisis agua (pH=7) =  - 0,42 - 0,81 = - 1,23 V
(para lograr la electrolisis del agua se necesitarán, al menos, 1,23 V, aunque en la práctica se precisa un voltaje mayor -de 1,6 a 1,8 V- por el fenómeno de sobretensión, debido a la naturaleza de los electrodos y la presencia de gases)
  • Observa que los valores de potencial estándar de reducción se utilizan para concentraciones 1 M y presión 1 atm. En las tablas de potenciales estándar de reducción aparecen las siguientes ecuaciones y valores (compáralos con los anteriores):
 2H2O(l) + 2e → H2(g)+ 2OH(aq)       (H2O/H2) = - 0,83 V
  O2(g) + 4H+(aq) +  4 e-  →  2 H2O(l)    (O2/H2O)=  + 1,23 V

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