Equilibrio redox

Equilibrio redox

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CONTENIDO
Introducción. Reacciones redox y Electroquímica.
Números o estados de oxidación.
Ajuste de ecuaciones redox.
Electroquímica.
Celdas galvánicas, voltaicas o pilas. La pila Daniell.
Potenciales de electrodo.
Potencial de celda o fuerza electromotriz.
Condiciones no estándar. Ecuación de Nernst.

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Reacciones Redox
Reacción de oxidación-reducción:Aquélla en la que ocurre
una transferencia de electrones.
Ox1 + Red2

Ox2 + ne- Semirreacción de oxidación

Red2

Ox1 +

Red1 + Ox2

La forma reducida de la especie 2 reduce a la
forma oxidada de la especie 1 y ella se oxida.

ne-

Red1

Semirreacción de reducción
La forma oxidada de la especie 1 oxida a la
forma reducida de la especie 2 y ella se reduce.

Intervienen dospares redox conjugados

Ox1/Red1
Ox2/Red2

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Reacciones Redox
Zn + Cu2+
Zn

Zn2+ + 2e-

Cu2+ + 2e-

Cu

Zn2+ + Cu

Semirreacción de oxidación
Zn pierde electrones: se oxida; es el
agente reductor
Semirreacción de reducción
Cu2+ gana electrones: se reduce; es el
agente oxidante

Intervienen dos pares redox conjugados

Zn2+/Zn
Cu2+/Cu

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El cobre reacciona con elnitrato de plata y se forma plata
metálica. ¿Quién es el agente oxidante de la reacción?
Cu (s) + 2AgNO3 (aq)
Cu
Ag+ + 1e-

Cu(NO3)2 (aq) + 2Ag (s)

Cu2+ + 2eAg Ag+ es reducido Ag+ es el agente oxidante

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Reacciones Redox

• La oxidación (pérdida de e-) siempre va
acompañada de una reducción (ganancia de e-).

• El agente oxidante es reducido y el agente
reductor esoxidado.

• El número de e- ganados por el agente oxidante
es igual al número de e- que pierde el agente
reductor.

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Electroquímica
• Rama de la química que se encarga del estudio
de procesos electroquímicos.
• Tipos de procesos electroquímicos:
• Electrolíticos: La energía eléctrica procedente de
una fuente externa hace que tenga lugar una
reacción química no espontánea.
• Voltaicos(o galvánicos): Reacciones químicas
espontáneas producen electricidad.

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Números o estados de oxidación
La carga de un átomo que debería tener una molécula (o un
compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos
completamente
A cada elemento se le asigna un número o estado de oxidación:
+2 -2

0

CO + ½ O2

+4 -2
CO2

Una reacción será redox si hay cambios en dichosestados.
Ventajas
• Proporciona un mecanismo para reconocer reacciones
redox.
• Ayuda a ajustar reacciones redox.

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Número de oxidación
1. Elementos libres tienen un número de oxidación de 0.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. En iones monoatómicos, el número de oxidación es
igual a la carga del ión.

Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3. El número de oxidación del oxígeno esgeneralmente –2.
En H2O2 y O22- es –1.

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4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto
cuando está unido a metales en compuestos binarios.
En esos casos, el número de oxidación es –1.
5. Para el grupo de los metales IA es +1, metales IIA son +2
y para el fluor es siempre –1.
6. La suma de los números de oxidación de los átomos
en una molécula o en un ión es igual a la cargade la
molécula o el ión.
¿Cuáles son los números
de oxidación de los
átomos de HCO3- ?

HCO3O = -2

H = +1

3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4

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Terminología de las reacciones rédox
- 2e0

Zn (s) +

+1
2H+(aq)

+ 1e-

+2
Zn2+(aq)

0

+ H2(g)

Oxidación
Un reactivo pierde e-

El Zn pierde 2e-

El reductor reduce y se oxida

Zn es el agente reductor y se oxida

↑el nº de oxidación

El nº de oxidación del Zn ↑ (de 0 a
+2)

Reducción
Un reactivo gana eEl oxidante oxida y se reduce

H+ gana e-

↓ el nº de oxidación

El nº de oxidación del H ↓ (de
+1 a 0)

H+ es el agente oxidante y se reduce

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Ajuste de ecuaciones redox
Método del cambio en el número de oxidación
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
0

Primer paso:
Segundo paso:...