Apuntes Redox

REACCIONES DE TRANSFERENCIA
DE ELECTRONES
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.

Oxidación y reducción.
Ajuste de ecuaciones redox. Cálculos
estequiométricos.
Pilas electroquímicas. Fuerza electromotriz.
Electrodo de referencia.
Potencial normal de reducción. Predicción del
sentido de las reacciones redox.
Electrólisis.
Leyes de Faray.
Corrosión del hierro: mecanismo y prevención.

1. Oxidación y reducciónAntiguamente
Oxidación: ganancia de O2
2 Cu (s) + O2 (g) → 2 CuO (s)
Reducción: pérdida O2
CuO (s) + H2 (g) → Cu (s) + H2O (l)

Actualmente: se define en función del
número de oxidación

1. Oxidación y reducción
Número de oxidación (N.O.) de un
elemento en un compuesto es la carga
que tendría el átomo de ese elemento si el
compuesto del que forma parte estuviese
constituido por iones.
Ejemplo:

H-Cl+1

-1

1. Número de Oxidación
Reglas:
N.O.(Elemento libre) = 0
N.O. (alcalinos) = +1
N.O. (alcalinotérreos) = +2
N.O.(O) = -2
excepto peróxidos N.O.(O)= -1 y OF2 N.O.(O)=+2
N.O. (H) = +1
excepto hidruros metálicos N.O.(H)= -1
N.O.(haluros) = -1
La suma algebraica de N.O. de los átomos de una
molécula es cero y si se trata de un ion, igual a la
carga del ion

1. Oxidación y reducción
Un átomo seoxida cuando aumenta su N.O.
2 Cu + O2 → 2 CuO
0
+2

Cu

se oxida

Un átomo se reduce cuando disminuye su N.O.
CuO + H2 → Cu + H2O
+2
0

Cu

se reduce

Todo proceso de oxidación va unido a otro de reducción.
Reacciones de oxidación – reducción (REDOX).
Se trata de procesos de transferencia de electrones:
sustancia
sustancia
−
e
→ que se reduce
que se oxida
(agente reductor)
(agente oxidante)2. Ajuste de ecuaciones: Método
del ion-electrón
El proceso se descompone en dos
semirreacciones:
de oxidación: pérdida de electrones
de reducción: ganancia de electrones

Ajuste atendiendo a:
Conservación de la masa
Conservación de la carga

2. Método del ion - electrón
Medio ácido
1) Escribir la ecuación de forma iónica.
2) Cambio del N.O.
3) Semirreacciones redox (forma iónica)
4) Balance demasa
1) Ajuste de todos los átomos, excepto H y O
2) Ajuste de los átomos de O: añadiendo H2O
3) Ajuste de los átomos de H: añadiendo H+

5) Balance de carga
1) Ajuste de cargas: con e2) Nº e- ganados = nº de e- cedidos

6) Ecuación química (“molecular”) ajustada

2. Método del ion - electrón
Ejemplo: KMnO4 + H2O2 + HCl → MnCl2 + O2 + H2O + KCl
1)

Escribir la ecuación en forma iónica.
[K+,MnO4-] +[H2O2] + [H+,Cl-] → [Mn+2,2Cl-] + O2 + H2O + [K+,Cl-]

Cambio del N.O.
Mn +7→ Mn+2
reducción
O-1 → O0
oxidación
3) Semirreacciones redox (forma iónica)
MnO4- → Mn+2
H2O2 → O2
2)

2. Método del ion - electrón
4)

Balance de masa
Ajuste de todos los átomos, excepto H y O
MnO4- → Mn+2
H2O2 → O2
Ajuste de los átomos de O: añadiendo H2O
MnO4- → Mn+2 + 4 H2O
H2O2 → O2
Ajuste de los átomos de H:añadiendo H+
MnO4- + 8 H+ → Mn+2 + 4 H2O
H2O2 → O2 + 2 H+

2. Método del ion - electrón
5)

Balance de carga
Ajuste de cargas: con eMnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn+2 + 4 H2O
H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 eNº e- ganados = nº de e- cedidos
x2 (MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn+2 + 4 H2O)
x5 (H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 e2 MnO4- + 5 H2O2 + 16 H+ → 2 Mn+2 + 8 H2O + 5 O2 + 10 H+

2. Método del ion - electrón
2 MnO4- + 5 H2O2 + 16 H+ → 2Mn+2 + 8 H2O + 5 O2 + 10 H+
(balance de H+)

2 MnO4- + 5 H2O2 + 6 H+ → 2 Mn+2 + 8 H2O + 5 O2
Ecuación iónica ajustada

6)

Ecuación química (“molecular”) ajustada
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 6 HCl → 2 MnCl2+ 8 H2O + 5 O2+ 2 KCl

2. Método del ion - electrón
Medio básico
1) Escribir la ecuación de forma iónica.
2) Cambio del N.O.
3) Semirreacciones redox (forma iónica)
4) Balance de masa
1)
2)
3)
4)

5)Balance de carga
1)
2)

6)

Ajuste de todos los átomos, excepto H y O
Ajuste de los átomos de O: añadiendo H2O
Ajuste de los átomos de H: añadiendo H+
Por cada H+ se añade el mismo nº de OH- en cada miembro
de la ecuación. Se combina: H+ + OH- → H2O
Ajuste de cargas: con eNº e- ganados = nº de e- cedidos

Ecuación química (molecular) ajustada

2. Método del ion - electrón
Ejemplo: KMnO4 + KI +...