Redox

GL42A, MReich

Procesos de Óxido-Reducción (Redox)
1. Porqué estudiar procesos redox?
El agua de mar contiene aproximadamente 2660 ppm (0.028 molal) de azufre (S0) disuelto en la forma de iones sulfato (SO42-) y como ácido sulfídrico disuelto (H2S(aq)): Valencia del S en el anión sulfato = +6 Valencia del S elemental = 0 Valencia del S en el ácido sulfídrico = − 2 el azufre presenta distintos“estados de oxidación”

Esto se traduce en una diferencia en el número de electrones para cada especie del azufre:
( 6 e- menos)

SO42-

(neutro)

S0

(2 e- más)

H2S

transferencia de e-

La variación en el número de electrones se denomina estado de oxidación o valencia, y determina diferencias en el comportamiento químico y físico de las especies de un mismo elemento. Procesode Oxidación: pérdida de e- ( ↑ la valencia) Proceso de Reducción: ganancia de e- (↓ la valencia) Cu0 = Cu2+ + 2eCu2+ + 2e- = Cu0

GL42A, MReich

2. Reacciones de oxido-reducción
Durante el transcurso del ramo, hemos considerado un tipo de reacción química: • Aquellas donde el nº de electrones no varía a ambos lados de la igualdad: CaSO4 + 2 H2O = CaSO4 . 2 H2O Ca Al2Si2O8 + Na+ + Si4+ =NaAlSi3O8 + Ca2+ + Al3+ Al2SiO5 (kya) = Al2SiO5 (and) En este capítulo estudiaremos aquellas reacciones químicas que involucran cambios en el estado de oxidación de las especies por transferencia de electrones, llamadas reacciones “redox” (óxido-reducción), como por ejemplo: • Oxidación de la magnetita: 4 Fe3O4 (s) + O2 (g) = = 6 Fe2O3 (s)
2Fe+3 = +6 1Fe+2 = +2 4 O2- = - 8 2Fe +3 = +6 3 O2- = - 6El rol del oxígeno
Estas reacciones involucran al oxígeno, que es el agente oxidante más común en los sistemas naturales. En presencia de oxígeno, muchos elementos pueden oxidarse (perder electrones, ganar valencia), mientras que el oxígeno se reduce. Sin embargo, recordar siempre: Las reacciones de oxidación-reducción no siempre ocurren en presencia de oxígeno !!! Ejemplo: precipitación de cobrenativo en pernos de hierro desde soluciones sulfatadas en minas subterráneas:
Cu0 Cu2+ Fe2+ Fe0

El perno se disuelve, liberando Fe en solución Fe0 = Fe2+ + 2e-

El cobre viene en solución como Cu2+ (aguas verdes), y capta los electrones del Fe, y precipita como cobre nativo sobre el perno:

GL42A, MReich

Cu2+ + 2e- = Cu0 Las dos semi-reacciones anteriores pueden resumirse en lasiguiente reacción completa, al eliminar los electrones: Cu2+ + 2e- = Cu0 Fe0 = Fe2+ + 2eCu2+ + Fe0 = Cu0 + Fe2+ Se dice en este caso que: - el cobre “oxidó” al hierro (lo hizo entrar e solución) - el hierro “redujo” al cobre (lo hizo precipitar)

Hemos logrado entonces una manera eficiente de depositar cobre nativo (100% de pureza!!) mediante una solución cargada con cationes cupríferos que se poneen contacto con material de hierro. Este es el principio de los métodos metalúrgicos de extracción electroquímica • Lixiviación en pilas: regado de relaves de óxidos de cobre con soluciones ácidas (el cobre se lixivia o disuelve y entra en solución como Cu2+) Posterior electrobtención: mediante electroquímica, se obtiene cátodos de cobre (el cobre se deposita o precipita en láminas desde lasolución)

•

GL42A, MReich

3. Celdas electrolíticas
Consideremos la reacción de precipitación de cobre desde una solución: Cu2+ + Fe0 = Cu0 + Fe2+ Consideraremos dos celdas separadas para la reacción anterior. • • Una celda con un electrodo de hierro, en contacto con una solución de FeSO4 Una celda con un electrodo de cobre, en contacto con una solución de CuSO4

En ausencia de oxígeno, nadaocurre en ambas celdas separadas, ya que el electrodo se mantiene en equilibrio con la solución de sulfato. Sin embargo, al conectar ambos electrodos con un cable conductor y un voltímetro, podemos medir una diferencia de potencial (ε) producto de una corriente de electrones: e-

ε

e-

e-

e-

Batería simple

Fe Fe+2

e− SO42-

Cu Cu+2

La reacción redox ocurrirá hasta que...