redox

Reacciones Redox
13.1. Oxidación-Reducción
13.1.1. Semirreacciones
13.2. Procesos redox espontáneos. Pilas eléctricas
13.3. Potencial y Energía libre
13.3.1. Ecuación de Nerst

Reacciones Redox
En las reacciones de oxidación/reducción (redox) se transfieren
electrones de un reactivo a otro

Semirreacciones

Reacción global

Ox1 + n1e- ↔ Red1 Reducción
Red2 - n2e- ↔ Ox2 Oxidaciónn2Ox1 + n1Red2 ↔ n2Ox1 + n1Red2

Reacciones Redox
Reacción entre Ce4+ y Fe2+
Semirreacciones
Oxidante
Reductor

Ce4+ + e- ↔ Ce3+ Eo = 1,44 v
Fe3+ + e- ↔ Fe2+

Eo = 0,77 v

Ce4+ + e- ↔ Ce3+ Reducción
Fe2+ ↔ Fe3+ + e-

Oxidación

Reacción global Ce4+ + Fe2+ ↔ Ce3+ + Fe3+
E = 1,44 v – 0,77 v = 0,67 v

Reacciones Redox
Las reacciones redox se pueden llevarse cabo:
1.Poniendo en contacto los reactivos oxidante y reductor
2. En una celda electroquímica: los reactivos están en recipientes
separados

1. Ejemplo: Si consideramos la reacción espontánea:
Cu2+ + 2e- ↔ Cu
Zn ↔ Zn2+ + 2eReacción global

Reducción
Oxidación

Cu2+ + Zn ↔ Cu + Zn2+

En la reacción el Zn metálico en una disolución de iones Cu2+ se
oxida, transfiriendo 2 electrones y reduciendo alCu2+ a Cu0.

Reacciones Redox
1. Poniendo en contacto los reactivos oxidante y reductor

Cu(s) + 2Ag+(aq)

Cu(s) + Zn2+(aq)

Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

No reaction

Reacciones Redox
2. Celdas electroquímicas
Puente salino – Contiene un
electrólito inerte en disolución que
permite que las cargas se compensen.
Electrodo Cu transfiere 2
electrones y reduce a 2 átomos
Ag+ a Ag0.
Latransferencia de electrones se
produce a través de un cable del
ánodo al cátodo.
Voltaje de la celda o diferencia de
potencial o potencial de celda
hace mover los electrones.
Ánodo – electrodo en
donde se produce la
oxidación

Cátodo – electrodo
donde se produce la
reducción

Reacciones Redox
2. Celdas electroquímicas

Zn(s)

Zn2+(aq) + 2e-

Zn(s) + Cu2+(aq)

Cu2+(aq) + 2e-Cu(s)

Zn2+(aq) + Cu(s)

Ecell = 1.103 V

Reacciones Redox
2. Celdas electroquímicas
Existen dos tipos de celdas electroquímicas:
Celdas Galvánicas: reacción redox espontánea y se genera
energía eléctrica.

Celdas Electrolíticas: reacción redox no espontánea y cuando
se aplica una diferencia de potencial externo superior al de la
propia celda para que tenga lugar la reacción.Celdas galvánicas: pilas eléctricas

Notación de una celda galvánica:
Zn(s) | ZnSO4(1M) || CuSO4(1M) | Cu(s)
Ánodo
Cátodo

Representa la
diferencia entre fases

Representa el
puente salino

Celdas galvánicas: pilas eléctricas

Celdas galvánicas: pilas eléctricas
Ejemplo. El aluminio metálico desplaza al ión cinc (II) de las
disoluciones acuosas.
a) Escribe lassemirreacciones redox y la ecuación global
b) Escribe un esquema de la celda en la que tiene lugar la reacción
a)
Oxidación
Reducción

Global

Celdas galvánicas: pilas eléctricas
Ejemplo. El aluminio metálico desplaza al ión cinc (II) de las
disoluciones acuosas.
a) Escribe las semirreacciones redox y la ecuación global
b) Escribe un esquema de la celda en la que tiene lugar la reacción
b)Ánodo

Cátodo

Celdas galvánicas: pilas eléctricas
Electrodo de referencia: electrodo de hidrógeno
Standard Hydrogen Electrode (SHE)

H2(g, 1atm)

2H+(1M) + 2e-

Pt/H2(g,1atm)/H+(1M)

Celdas galvánicas: pilas eléctricas
Potenciales estándar de Electrodo
Eo o potencial estándar de un par redox es la E°cel de una pila
constituida por el SHE como ánodo y el otro par redox como cátodoExperimentalmente: E°cel = 0,340 v

Celdas galvánicas: pilas eléctricas
Potenciales estándar de Electrodo
Pt|H2(g, 1 bar)|H+(a = 1) || Cu2+(1 M)|Cu(s) E°cell = 0.340 V
ánodo
cátodo
Cu2+(1M) + 2 e- → Cu(s)

E°Cu2+/Cu = ?

Ecelda = E (cátodo)-E (ánodo)
E°celda = E°Cu2+/Cu - E°H+/H2
0.340 V = E°Cu2+/Cu - 0 V
E°Cu2+/Cu = +0.340 V

Celdas galvánicas: pilas eléctricas
Tabla de...