Electrones

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE LECTRONES

INDICE:
❑ Concepto de Oxidación-Reducción.
❑ Oxidantes y reductores
❑ Números de oxidación.
❑ Reglas para asignar los números de oxidación.
❑ Ajuste de reacciones por el método ión-electrón.
❑ Equivalentes re-dox.
❑ Pares re-dox
❑ Valoración re-dox.
❑ Pilas electroquímicas
❑ Electrodos gaseosos.
❑Potenciales de electrodo.
❑ Producción de reacciones re-dox
❑ Ecuación de Nerst.
❑ Electrolisis
❑ Ley de Faraday
❑ Diferencias entre una pila voltaica y una célula electrolítica.

CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

a) Tradicionalmente:
• Oxidación: combinación de una sustancia con el oxígeno
Ejemplo: Mg + ½ O2 ----- MgO

• Reducción: proceso inverso a laoxidación: eliminación del contenido de oxígeno de una sustancia
Ejemplo: ZnO + C ------ Zn + CO

b) Otro concepto de oxidación-reducción:

• Oxidación: eliminación de hidrógeno por parte del oxígeno
Ejemplo: H2S + ½ O2 ------ S + H2O
En ocasiones el oxígeno no se combina con el compuesto, sino que simplemente le quita hidrógeno:
Ejemplo: CH3CH2OH + O2 ----- CH3CHO + H2

•Reducción: Adición de hidrógeno
Ejemplo: CO + 2 H2 ------ CH3OH

c) Concepto actual de oxidación-reducción:

Casi todos los elementos no metálicos producen reacciones análogas a las del oxígeno
Así: Mg + O ----- Mg2+ O2-
Mg + 2 Cl ------ Mg2+2Cl-
En los dos casos el magnesio pierde sus dos electrones de valencia. Así se llegó al concepto actual de oxidación-reducción*Oxidación: pérdida de electrones
* Reducción: ganancia de electrones.

No hay procesos de oxidación o de reducción aislados. Si una especie química pierde electrones, otra debe ganarlos.

En el ejemplo anterior: el Mg pierde electrones ----- se oxida
El oxígeno y el cloro, ganan electrones ------ se reducen

En las reacciones redox hay una transferencia de electrones desde la sustancia que seoxida a la que se reduce. Estas reacciones pueden desdoblarse en dos semireacciones, una de oxidación y otra de reducción:

Oxidación: Mg ---------- Mg2+ + 2 e-
Reducción: Cl2 + 2 e- -------- 2 Cl-

OXIDANTES Y REDUCTORES

Oxidante: sustancia que produce la oxidación de otra. El oxidante se reuce.
Reductor: sustancia que produce la reducción de otra. El reductor se oxida.

Mg+ Cl2 -------------- Mg2+(Cl-)2
Reductor Oxidante

Lo mismo que en el caso ácido-base, el concepto de oxidante y reductor es relativo, depende de con qué se enfrente.
Ejemplo: El H2O2 actúa habitualmente como oxidante, pero puede hacerlo como reductor frente a oxidantes más potentes como el KMnO4

NÚMERO DE OXIDACIÓN

En ocasiones es difícil saber siuna reacción es o no de oxidación-reducción, especialmente cuando en ella intervienen compuestos covalentes.
En los compuestos covalentes se asignan los electrones del enlace al átomo más electronegativo.

Cada átomo de un compuesto se caracteriza por un número de oxidación debido a los electrones ganados o perdidos (totalmente en los compuestos iónicos; parcialmente en los compuestoscovalentes) respecto al átomo asilado.

Ejemplo: H+1Cl-1 , los electrones del enlace pasarían al cloro al ser más electronegativo que el hidrógeno.

REGLAS PARA ASIGNAR LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN

a) El número de oxidación de todos los elementos libros es 0
Ejemplo: Ca, H2, P4, S8, etc.
Y el número de oxidación de un ión monoatómico es el mismo que su carga:
Ejemplo: S2- , Ag+ , números de xidación-2 y +1, respectivamente.
b) El número de oxidación del hidrogeno en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1
c) El número de oxidación del oxígeno en sus compuestos es -2 excepto en los peróxidos que es -1
d) El número de oxidación de los metales alcalinos en sus compuestos es +1, y el de los alcalino-térreos, +2
e) En los haluros, el número de oxidación del halógeno...