química

Celdas
Electroquímicas

INTRODUCCION

REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCCIÓN
Son el
fundamento
de muchos
procesos
como

Combustión de la madera y de los combustibles fósiles.
Respiración celular.
Obtención de muchos elementos químicos.
Acción de muchos blanqueadores y de muchos conservantes.
Funcionamiento de baterías y pilas.
Corrosión de los metales.
Fotosíntesis.

Unareacción de oxidación-reducción o redox es un proceso
en el que se producen transferencias de electrones de unas
sustancias a otras. Es decir una oxidación no puede existir sin
una reducción y a la inversa.

Oxidación: proceso en el que una sustancia pierde e-.
Reducción: proceso en el que una sustancia gana e-.
Oxidante: sustancia que se reduce.
ejemplo

Reductor: sustancia que se oxida.Semirreacción de oxidación: Fe → Fe2+ + 2 e- . El hierro, Fe, se oxida a
Fe2+.
Semirreacción de reducción: Cl2 + 2 e- →
2 Cl- . El Cloro, Cl2, se
reduce a Cl- .
Reacción redox o proceso global: Fe + Cl2 → FeCl2.
El hierro, Fe, puesto que se oxida es el reductor.
El cloro, Cl2, puesto que se reduce, es el oxidante.
para establecer con claridad las
sustancias que se oxidan y las
que sereducen se desarrolló el
concepto de

NÚMERO DE
OXIDACIÓN

es

La carga eléctrica formal, no real, que se le asigna a un átomo de
un compuesto.
En el CO el nº de oxidación del C = 2 y el del O = -2, pero ni el
ejemplo oxígeno tienen carga –2 ni el carbono +2, puesto que el CO es un
compuesto covalente en el que los electrones de enlace están
compartidos por los dos átomos.
a veces
sedefine
como

La carga eléctrica que tendrían los átomos en una molécula si los
e- de enlace se transfieren totalmente a los átomos más
electronegativos en cada enlace.

según
este
concepto

Un elemento se oxida si aumenta su nº de oxidación.
Un elemento se reduce si disminuye su nº de oxidación.

Oxidación. Proceso en el que una sustancia pierde e- o
aumenta su nº de oxidación.Reducción: proceso en el que una sustancia gana e- o
disminuye su nº de oxidación.

por tanto
podemos
decir

Algunas
reglas para
averiguar el
número de
oxidación

1.- El nº de oxidación de los elementos en su estado natural
es cero. Ej: Fe, Na, Cl2, Br2.
2.- El nº de oxidación del oxígeno es –2, excepto en los
peróxidos que es –1.
3.- El nº de oxidación del hidrógeno es +1, exceptoen los
hidruros metálicos que es –1.
4.-El nº de oxidación de los halógenos en los haluros es –1.
5.- El nº de oxidación de los alcalinos es +1 y el de los
alcalinotérreos +2.
6.- El nº de oxidación de un ion es igual a su carga.
7.- La suma algebraica de los nº de oxidación de todos los
elementos en una molécula neutra es cero, y en un ión es
igual a su carga.

apoyándonos en esteconcepto podemos
ajustar reacciones
redox mediante el

MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN

1.- Se escribe la ecuación química sin ajustar que representa el proceso :
KI + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + I2
2.- Se escriben los nº de oxidación de todos los átomos que intervienen y
se identifican qué átomos se oxidan y qué átomos se reducen:
Se oxida
+1-1
+1+7-2
KI + KMnO4

+1+6-2
+1+6-2+2+6-2
+1-2
0
+ H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + I2

Se reduce
3.- Se escriben por separado las semirreaciones de oxidación y de
reducción, y en ellas las especies se separan, si es posible, en sus iones
constituyentes, escribiendo sólo los iones cuyos átomos experimentan
cambios en el nº de oxidación. Para todo esto hay que tener en cuenta los
siguiente:
- Las especies iónicas (ácidos,bases y sales) se descomponen en sus iones
sin que sea necesario poner coeficientes.
- Las especies moleculares (elementos, óxidos, hidrocarburos, agua, etc.) no
se modifican.
Oxidación: I- →
I2
Reducción: MnO4- → Mn2+

4.- Se ajusta, en átomos y en cargas, cada semirreacción por separado.
Para ello:
- En medio ácido: en el miembro con menos oxígeno se añade agua por cada
átomo de...