ciclo del agua

REACCIONES DE
TRANSFERENCIA DE
ELECTRONES
(Reacciones Redox)

Unidad 5

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Contenidos (1)
1.- Estado de oxidación.
2.- Concepto de oxidación y reducción.
2.1. Oxidantes y reductores.

3.-   Ajuste de ecuaciones redox.
3.1. Reacciones en medio ácido.
3.2. Reacciones en medio básico.

4.-   Valoraciones de oxidación-reducción.
5.-   Pilas electroquímicas.
5.1. Tipos deelectrodos
5.2. Pilas Daniell
5.3. Pilas y baterías comerciales.

Contenidos (2)
6.-  Potenciales de reducción estándar.
6.1.  Determinación del voltaje de una pila.
6.2.  Electrodo de Hidrógeno. Pilas con Hidrógeno
6.3. Espontaneidad de las reacciones redox.

7.-   Electrólisis.
7.1. Aplicaciones
7.2. Comparación polaridad en pilas y electrólisis.
7.3. Ecuación de Faraday

8.-  Aplicaciones industriales redox:
8.1. Electrólisis del cloruro de sodio.
8.2. Siderurgia y obtención de metales.
8.3. Corrosión.
8.4. Protección catódica.

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4

Historia
El término OXIDACIÓN comenzó a
usarse para indicar que un compuesto
incrementaba la proporción de átomos de
Oxígeno.
 Igualmente, se utilizó el termino de
REDUCCIÓN para indicar una
disminución en la proporción deoxígeno.


OO Estado de oxidación (E.O.)
S
S
A
A
PP
E
(También número de oxidación).
RRE
 “Es la carga que tendría un átomo si todos sus
enlaces fueran iónicos”.
 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 real quetiene un átomo, aunque a veces coincide.

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OO
Principales
estados
de
S
S
AA
P
P
E
E
oxidación.
RR
 Todos los elementos en estado neutro tienen
E.O. = 0.
 El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales
oxácidas tiene E.O. = –2.
 El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los
hidruros metálicos y +1 en el resto de los
casos que son la mayoría.
 Los metales formando parte demoléculas
tienen E.O. positivos.

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OO
S
S
Cálculo
de
A
A
PP
E
RRE estado de oxidación (E.O.).

La suma de los E.O. de una molécula neutra
es siempre 0.
 Ejemplo:
Ejemplo Calcular el E.O. del S en ZnSO4
E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0  E.O.(S) = +6
 Si se trata de un ion monoatómico es igual
a su carga.


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OO Ejemplos de cálculo de
S
S
AA
PP
E
RRE estados de oxidación (E.O.).




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).

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Definición actual
OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación).
 Ejemplo:
Ejemplo Cu  Cu2+ + 2e–
 REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
 Ejemplo:
Ejemplo Ag+ + 1e– Ag
 Siempre que se produceuna oxidación debe producirse
simultáneamente una reducción.
reducción
 Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.
semirreacción


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10

Ejemplo: Cu +AgNO3


Introducimos un electrodo de cobre
en una disolución de AgNO3,



De manera espontánea el cobre se
oxidará pasando a la disolución
como Cu2+.
Mientras que la Ag+ de la misma se
reducirá pasando a serplata
metálica:
a) Cu  Cu2+ + 2e– (oxidación)
b) Ag+ + 1e–  Ag (reducción).






Imagen cedida por © Grupo ANAYA
S.A. Química 2º de bachillerrato

11

Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2


Al introducir una lámina de cinc
en una disolución de Pb(NO3)2.



La lámina de Zn se recubre de
una capa de plomo:
a) Zn Zn2+ + 2e– (oxidación)
b) Pb2+ + 2e– Pb (reducción).


...