practica 1

OXIDACIÓN-reducción
Contenidos.
1.- Estado de oxidación.
2.- Concepto de oxidación y reducción.
2.1. Oxidantes y reductores.
3.- Ajuste de ecuaciones redoxpor el método del ión-electrón. Estequiometría.
3.1. Reacciones en medio ácido.
3.2. Reacciones en medio básico.
4.- Valoraciones de oxidación-reducción.
5.- Pilas electroquímicas (células galvánicas).
5.1. Tipos de electrodos.5.2. Pilas Daniell
5.3. Pilas y baterías comerciales.
6.- Potenciales de reducción estándar. Escala de potenciales.
6.1. Determinación del voltaje de una pila electroquímica.
6.2. Electrodo de hidrógeno. Pilas con hidrógeno.
6.3. Espontaneidad de los procesos redox.
7.- Electrólisis.
7.1. Aplicaciones.
7.2. Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.
7.3. Ecuaciónde Faraday.
8.- Aplicaciones industriales de procesos redox:
8.1. Electrólisis del cloruro de sodio.
8.2. Siderurgia y obtención de metales.
8.3. Corrosión.
8.4. Protección catódica.
Estado de oxidación (E.O.) (o número de oxidación).
“Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos, es decir, considerando todos los enlaces covalentes polares como si en vez de tenerfracciones 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 real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.
Principales estados de oxidación.
Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.
Eloxígeno (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 de moléculas tienen E.O. positivos.
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. hayque 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).
Cálculo de estado de oxidación (E.O.).
La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0 yde un ion es igual a su carga eléctrica.
Ejemplo de cálculo de estados de oxidación (E.O.).
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.
Definición de oxidación y reducción.
El término OXIDACIÓN  comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomosde Oxígeno.
Igualmente, se utilizó el termino 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:
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 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 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(NO3)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 una pequeña explosión al acercarle un cerilla encendida.
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