Apuntes redox

Equilibrios de oxidación-reducción 1
Química 2º Bachillerato

1.-Estado de oxidación. 2.-Concepto de oxidación y reducción. 3.-Ajuste de ecuaciones redox por el método del ión-electrón.
3.1. Reacciones en medio ácido. 3.2. Reacciones en medio básico.

4.-Valoraciones de oxidación-reducción. 5.-Pilas electroquímicas (células galvánicas). 6.-Potenciales de reducción estándar. Escala depotenciales.
6.1. Electrodo de hidrógeno. Pilas con hidrógeno.
6.2. Espontaneidad de los procesos redox.

7.-Electrólisis.
7.1. Aplicaciones. Electrólisis de sales 7.2. Comparación de pilas y cubas electrolíticas. 7.3. Ecuación de Faraday.

8.-Aplicaciones industriales de procesos redox:
8.1. Corrosión. 8.2. Protección catódica.

1.-ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) .NÚMERO DE OXIDACIÓN. “Es la cargaque tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos, es decir, considerando todos los enlaces covalentes polares como si en vez de tener fracciones de carga tuvieran cargas completas”. En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo. El E.O. no tiene porqué ser la carga realque tiene un átomo, aunque a veces coincide. Ejemplos : CO2: el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2” , E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2. El S tiene estados de oxidación +2,+4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O). Para el cálculo de los estados de oxidación la suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0 y de un ion es igual a su carga eléctrica. 2.-DEFINICIÓN DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomosde Oxígeno.

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Química 2º Bachillerato

Igualmente, se utilizó el término de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno. Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno. Se utilizan las siguientes definiciones:

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OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).

•REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de
oxidación).

Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción. Ejemplos: a) Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO 3, de manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras que la Ag+ de lamisma se reducirá pasando a ser plata metálica: a) Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación); b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción). b) Igualmente, al introducir una lámina de cinc en una disolución de Pb(NO 3)2, ésta se recubre de una capa de plomo: Zn → Zn2+ + 2e– (oxidación); Pb2+ + 2e– →Pb (reducción). c) Al añadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se desprende H2(g) que, al ser un gas inflamable, produce unapequeña explosión al acercarle un cerilla encendida. OXIDANTES Y REDUCTORES

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OXIDANTE: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce. REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida. Ejemplo: Reacción: Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2Ag Oxidación: Zn (reductor) → Zn2+ + 2e– Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag 3.-AJUSTE DE REACCIONES REDOX (MÉTODO DELION-ELECTRÓN) Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).

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Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de e– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan....