Electroquimica

28/03/2012

Reacciones de oxido‐reducción
Oxidación  → pérdida de electrones
Reducción    → ganancia de electrones
Las reacciones de oxido‐reducción tienen lugar 
mediante intercambio de electrones
Ej.:   Zn(s) + 2 H+(ac) → Zn2+(ac)   + H2(g)
Oxidación

Zn(s) → Zn2+(ac)   + 2 e‐

Reducción             2 H+(ac) + 2 e‐ → H2(g)

• La oxidación y la reducción ocurren a la vez, en la
misma reacción.No se puede producir una sin la
otra.
• No hay cambio neto de e‐ en una reacción redox.
• Los e‐ aparecen a la derecha de la semi‐reacción de
oxidación; y a la izquierda en la semi‐reacción de
reducción.
NÚMERO DE OXIDACIÓN
Representa la carga que tendría un átomo si los 
electrones de enlace se asignasen arbitrariamente al 
elemento más electronegativo.
H+1Cl-1

H2+1O-2

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Reglaspara asignar n° de oxidación
1.‐ El n° de oxidación de un elemento es una sustancia elemental
es 0 (cero). Ej.: Cl2°; Fe°
2.‐ El n° de oxidación de un elemento en un ión monoatómico es
igual a la carga del ión.
En Na+1Cl‐1; Al2O3 (iones Al3+; O2‐)
3.‐ Ciertos elementos tienen el mismo n° de oxidación en todos o
casi todos sus compuestos:
•Los
L Metales
M l del
d l Grupo
G
1 +1;
1:
1 G 2 : +2
2
•Eloxígeno: ‐2
Excepción en peróxidos ( Na2O2‐1)
•El Hidrógeno : +1.
Excepción: hidruros metálicos (NaH‐1)

4.‐ La suma de los n°s de oxidación de todos los átomos de
una especie neutra es 0 (cero); en un ión es igual a la carga del
ión.
Na+12S+6O‐24 ; (Mn+7O4)‐
4x (‐2) + x = ‐1 x = +7
oxidación           pérdida de e‐

aumento en n° de oxidación

reducción

disminución n° de oxidación

ganancia de e‐oxidante: oxida otra especie ⇒ le quita e‐
⇒ se reduce a sí misma
AGENTE

reductor: reduce otra especie ⇒ le cede e‐
⇒ se oxida a sí misma.

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• AJUSTE DE REACCIONES REDOX
• 1.‐ Dividir la reacción en 2 semirreacciones: una de oxidación
y otra de reducción.
• 2.‐ Ajustar las 2 hemirreacciones separadamente:
•
respecto a masa y carga.
• 3.‐ Se combinan de tal manera que obtengamos unaecuación
total en la cual no haya cambio neto del número de
electrones.
Ej
Ej:

C
Cr3+(ac)
( ) + Cl-(ac)
( ) → Cr°(s)
C °( ) + Cl2°(g)
°( )
3 (2 Cl‐(ac)  → Cl2°(g)  + 2 e‐ )
2 (Cr3+(ac)   +  3 e‐ → Cr°(s) )
2 Cr3+(ac)   +  6 Cl‐(ac)  → 2 Cr°(s)  + 3 Cl2°(g)

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En disolución ácida (H+)
• Ej.: MnO4‐ (ac) +  Fe2+(ac) → Mn2+(ac)   + Fe3+(ac)
+7 →+2
+7  →+2         +2 →
+2 → +3
1)Reconocer las especies que se oxidan y las que se
reducen las 2 semirreacciones
2) Ajustar cada una :
Ajuste *del oxígeno→ con H2O
*del Hidrógeno → con H+
*carga → con e‐

3) Se combinan de manera que desaparezcan los e‐ de la
reacción global.
5 ( Fe2+(ac) → Fe3+(ac) + 1e‐)
MnO4‐ (ac) +  8 H+  + 5 e‐ → Mn2+(ac)   + 4 H2O 

MnO4- (ac) +5 Fe2+(ac) +8 H+ → Mn2+(ac)+5Fe3+(ac) +4H2O

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28/03/2012ELECTROQUÍMICA
Conversión de energía eléctrica        Energía Química
Celdas Electrolíticas
ld
l
lí
Proceso          
ELECTRÓLISIS
Conversión de energía química      energía eléctrica
SG
S
PILAS GALVÁNICAS
Reacciones espontáneas de oxidorreducción

CONDUCTORES
• de primera especie
la conducción se efectúa por el libre
movimiento de los e‐ a través de la red
cristalina metálica.
(activos: Cu, Zn; inertes:Pt, grafito)
• de segunda especie  
la sustancia conductora es una solución electrolítica:  
los iones conducen la electricidad
los iones
conducen la electricidad

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ELECTRÓLISIS
• Proceso en el cual el paso de electricidad a través de una
solución suministra energía para dar lugar a una reacción de
oxido‐reducción no espontánea.
Durante la conducción electrolítica :
los e- fluyen através del alambre exterior

Se producen reacciones 
químicas en los electrodos

los iones fluyen a través de la solución

ANODO
hay deficiencia de e‐
los iones (‐) depositan
e‐ ⇒ se oxidan

CATODO tiene exceso de e‐ ⇒
los iones (+) recogen los e‐ y se reducen.

Todo el movimiento iónico y las reacciones en los
electrodos se producen manteniendo la neutralidad
eléctrica:

⊝

㊉

⊝ٚ
㊉

6...