REACCIONES RÉDOX Jaime Domínguez Manzano Master en Formación del Profesorado en Física y Química Metodología Experimental y Aprendizaje de la Física y la Química

ÍNDICE Objetivos. Conocimientos previos. Contenidos. Mapa conceptual Reacciones de oxidación reducción Número de Oxidación Ajuste de ecuaciones redox Celdas galvánicas (la pila de Daniell) Aplicaciones Celdas electrolíticas Mapa conceptual

OBJETIVOS Conocer y relacionar conceptos clave como reducción-oxidación, oxidante, reductor y número de oxidación. Saber ajustar estequiométricamente las reacciones redox por el método del ion electrón. Saber diseñar una pila conociendo los potenciales estándar de reducción de las especies que actúan en ambas semirreacciones y su concentración Saber relacionar la espontaneidad de una reacción redox con la energía libre de Gibbs. Conocer las leyes de la electrolisis de Faraday y saber aplicarlas para determinar la cantidad de materia depositada en un electrodo o el tiempo que tarda en hacerlo. Reconocer la importancia que las reacciones redox tienen en la sociedad a través del conocimiento de aplicaciones como las pilas de combustible, la anodización galvánica o la metalurgia.

CONOCIMIENTOS PREVIOS Saber relacionar propiedades de los elementos con su posición en la tabla periódica. Saber formular compuestos químicos simples según las normas de la IUPAC Conocer el concepto termoquímico de espontaneidad y energía libre Cálculos de concentraciones en disoluciones Cálculos estequiométricos Conocer el concepto de ácido y de base

1-REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

1-REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Una reacción redox es una reacción química de transferencia de electrones en la cual han de existir dos sustancias, un oxidante que obtenga del reductor electrones y se reduzca, y un reductor que ceda electrones al oxidante y se oxide.

1-REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Semirreacción de reducción: Ox1 + n1e- Red1 x n2 Semirreacción de reducción: Red2 Ox2 + n2e- x n1 Reacción global: n2Ox1 + n1Red2 n2Red1 + n1Ox2

2-NÚMERO DE OXIDACIÓN Para el “seguimiento” del movimiento de electrones entre el par redox en una reacción surge el concepto de número de oxidación El número de oxidación es un número entero, o fraccionario en algunos casos, que representa la carga que tendría un átomo en un compuesto covalente, iónico o metálico determinado si los electrones de enlace de dicho átomo o ion se asignasen al elemento más electronegativo. Puede ser positivo o negativo dependiendo de si el compuesto (o ion) gana o cede electrones respectivamente Esta propiedad está correlacionada con la electronegatividad y el carácter metálico de los elementos puestos en juego.

REGLAS PARA ASIGNAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN Se aplica a Número de oxidación 1 Elementos 0, como por ejemplo en metales puros como Ca, Be o Li, moléculas covalentes como O2, N2, Cl2, S8, P4. 2 Iones monoátomicos Coincide con su carga. Puede haber iones monoátomicos que tengan diferente carga dependiendo del compuesto que formen. Otros como los alcalinos (+1), alcalinotérreos (+2) o el aluminio (+3), tienen siempre el mismo número de oxidación. 3 Oxígeno -2 en óxidos, -1 en peróxidos, -1/2 en superóxidos y +2 en combinaciones con el flúor. 4 Hidrógeno +1, salvo en los hidruros metálicos que (LiH, NaH, etc.) que es -1 5 Halógenos Siempre es -1 salvo en el caso de si se combinan con elementos más electronegativos como pueden ser algunos haluros de halógenos. 6 Compuestos e iones En moléculas neutras, la suma algebraico de todos los números de oxidación debe ser cero, y en un ion poliatómico, la suma algebraica debe ser igual a la carga del ión 7 Todos los elementos No tienen por qué ser números enteros y pueden tomar el valor cero

2-NÚMERO DE OXIDACIÓN CONCEPTOS CLAROS No confundir número de oxidación con: Carga eléctrica. Coincide en los compuestos iónicos pero en otros casos no, y esto es debido a que la carga eléctrica es un concepto aplicable a compuestos de carácter iónico en donde existe separación de cargas y transferencia total de electrones. La valencia. La valencia es un concepto relacionado con la cantidad de enlaces químicos que forma un átomo en un compuesto dado, mientras que el número de oxidación se relaciona con la carga que tendría un átomo si los electrones del enlace que forma con un compuesto se van al átomo más electronegativo.

2-NÚMERO DE OXIDACIÓN 2+ 2- 2Fe(s)+O2(g)+4H+(aq) 2Fe2+(aq)+2H2O(l)

2 NÚMERO DE OXIDACIÓN +3 +2 +4 Fe2O3 (s) + 3CO(g) 2Fe (s) + 3CO2(g)

2-NÚMERO DE OXIDACIÓN +4 +2 +3 Zn(s) + 2OH-(aq) + 2MnO2(s) Zn(OH)42-(aq) + Mn2O3.H2O(s)

2-NÚMERO DE OXIDACIÓN Cr2O72+ + 14HCl +6Fe2+ 2Cr3+ + 6Fe3+ +7H2O +6 +2 +3 +3 Cr2O72+ + 14HCl +6Fe2+ 2Cr3+ + 6Fe3+ +7H2O

2-NÚMERO DE OXIDACIÓN -2 +4 -2 C6H12O6 + 6O2 6H2O + CO2

3-AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL ION ELECTRÓN REGLAS PARA APLICAR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN Ejemplos en medio ácido y en medio básico Obtención de cloro mediante el uso de oxidantes como permanganato potásico en medio ácido. Obtención de la ecuación ajustada: Escribir la reacción completa sin ajustar y asignar a cada elemento químico su número de oxidación. Para ver cuál de ellos ha variado en la reacción redox. KMnO4 + HCl KCl +MnCl2+H2O + Cl2 Identificar la especie oxidante y la reductora. Escribir las dos semirreacciones que experimentan los dos pares redox, en sus formas iónicas. En la semirreacción de reducción se coloca a la izquierda de la flecha la forma oxidada y a la derecha la reducida y en la semirreacción de oxidación al contrario. Semirreacción de reducción: MnO4- Mn2+ Semirreacción de oxidación: Cl- Cl2 +1 -2 +1 -1 +1 -1 +2 -1 +1 -2 +7

3-AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL ION ELECTRÓN REGLAS PARA APLICAR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN Ejemplos en medio ácido y en medio básico Ajustar todos los átomos excepto H y O Semirreacción de reducción: MnO4- Mn2+ Semirreacción de oxidación: 2Cl- Cl2 Ajustar los átomos de H y O. Dependiendo de si la reacción se encuentra en medio ácido o en medio básico se dan dos métodos distintos: Si se produce en medio ácido como es el caso, los H se ajustan añadiendo iones H+ y los O añadiendo moléculas de H2O Si la reacción ocurre en medio básico , los H se ajustan añadiendo moléculas de H2O y los O añadiendo grupos OH-. reducción: MnO4-+ 8H+ Mn2+ + 4H2O oxidación: 2Cl- Cl2

3-AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL ION ELECTRÓN REGLAS PARA APLICAR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN Ejemplos en medio ácido y en medio básico Se ajusta la carga en cada semirreacción añadiendo electrones, los cuales están siempre en el lado de la forma oxidada. reducción: MnO4-+ 8H+ + e- Mn2+ + H2O oxidación: 2Cl- Cl2+ e- Se iguala el número de e- en ambas semirreacciones y se suman ambas obteniendo la reacción iónica ajustada. reducción: MnO4-+ 8H+ +5e- Mn2+ + 4H2O oxidación: 2Cl- Cl2+2e- Reacción iónica: 2MnO4-+ 16H+ +10Cl- 2Mn2+ + 8H2O + 5Cl2 5 2 X 2 X 5

3-AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL ION ELECTRÓN REGLAS PARA APLICAR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN Ejemplos en medio ácido y en medio básico Finalmente, para obtener la reacción global ajustada Se colocan las moléculas de ácido o de base necesarias para tener el número correcto de H+ o de OH-. En nuestra reacción los 16 H+ se obtienen del HCl, por lo que en los productos deberá haber 16 átomos de Cl, 10 de los cuales forman parte del Cl2 obtenido. Se añaden y ajustan los iones que no varían su número de oxidación Los dos iones K+ procedentes del KMnO4 pasan a los productos unidos a los iones de Cl- que sobran formándose 2 moles de la sal de KCL que estará disociada. Como sobraban otros 4 iones de Cl-, estos formarán otra sal de MnCl2 con los 2 iones de Mn2+ teniendo todos los átomos de la reacción ajustados. KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 2 16 2 2 8 5

3-AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL ION ELECTRÓN En medio básico se sigue el mismo procedimiento cambiando el paso 5 como se pudo ver anteriormente. Ejercicio de refuerzo: Ajustar por el método del ion electrón la ecuación de reacción, en medio básico, entre los iones clorato, ClO3-, y cromo (III), sabiendo que los principales productos de reacción son croato, CrO42-, y cloruro, Cl- RESOLUCIÓN: 2Cr3+ + 10OH- + ClO3- 2CrO42- + 5H2O + Cl-

4-CELDAS GALVÁNICAS Zn(s) + CuSO4(aq) Cu(s) + ZnSO4 Zn(s)|Zn2+(aq)||Cu2+(aq)|Cu(s)

E0celda= E0cátodo - E0ánodo 4-CELDAS GALVÁNICAS E0celda= E0cátodo - E0ánodo

4-CELDAS GALVÁNICAS EJERCICIO DE REFUERZO Se construye una pila comunicando mediante un hilo metálico una lámina de cinc y otra de plata. La lámina de plata está sumergida en una disolución de nitrato de plata, y la de cinc, en una de nitrato de cinc (II), comunicándose ambas disoluciones mediante un puente salino que contiene nitrato de potasio. Dibuja y nombra todas las partes que la componen, indicando el ánodo, el cátodo y el sentido en que circulan los electrones. Escribe la notación que representa la celda así construida y calcula el potencial de la celda suponiendo que la reacción se efectúa en condiciones estándar.

4-CELDAS GALVÁNICAS EJERCICIO DE REFUERZO Resolución A la vista de los potenciales estándar de reducción, al tener la semicelda Ag+/Ag mayor potencial de reducción que el de la semicelda Zn2+/Zn (0.80V,-0.76V), la lámina de Ag actuará como cátodo y la de Zn como ánodo. Los electrones van siempre del ánodo al cátodo.

Zn(s)|Zn2+(aq)||Ag+(aq)|Ag(s) 4-CELDAS GALVÁNICAS EJERCICIO DE REFUERZO Resolución La notación de la pila será, como sabemos, desde el ánodo al cátodo: Zn(s)|Zn2+(aq)||Ag+(aq)|Ag(s) El potencial de celda en condiciones estándar es se calcula como el potencial de reducción estándar de la semirreacción del cátodo menos el potencial estándar de la semirreacción del ánodo: E0celda= E0cátodo - E0ánodo=0.80V-(-0.76V)=1.56V Se producirá una reacción espontánea al ser el potencial de celda positivo, como se verá a continuación

4-CELDAS GALVÁNICAS Espontaneidad DG=-n.F.Ecelda ESPONTANEIDAD DE UNA REACCIÓN REDOX Y CONDICIONES DE REACCIÓN DIFERENTES A LAS CONDICIONES ESTÁNDAR Espontaneidad DG=-n.F.Ecelda Condiciones diferentes a las estándar (Ecuación de Nernst) E=E0-RT/nF.lnQ Energía libre de Gibbs, J Constante de Faraday 96485 C/mol Número de electornes que se intercambian en la reacción, moles Potencial de celda J/C Constante de Faraday 96485 C/mol Potencial de celda en condiciones dadas, V Número de electornes que se intercambian en la reacción, moles Cociente de reacción establecido en sentido del proceso espontáneo Q=[Ox]a/[Red]b Temperatura K Potencial de celda en condiciones estándar, V Constante de los gases ideales, 8.314 J/mol.K

4-CELDAS GALVÁNICAS Resolución EJERCICIO DE REFUERZO Dada la pila Zn(s)|Zn2+(0.1M)||Cu2+(0.5M)|Cu(s). Calcular el potencial de celda sabiendo que el potencial estándar es 1.10V Resolución Aplicando la ecuación de Nernst sabiendo que se intercambian dos electrones y que la reacción es Zn(s)+Cu2+ Cu(s)+Zn2+ se obtiene el resultado fácilmente

CELDAS GALVÁNICAS EN LA NATURALEZA Y APLICACIONES ¿Por qué los metales nobles como el oro, la plata o el platino no se oxidan en contacto con el aire al contrario que otros metales como los alcalinos? Au3+(aq) + 3e- Au(s) E0=1.51V Ag+(aq) + 1e- Ag(s) E0=0.80V O2(g) + 4H+(aq) + 4e- H2O(l) E0=1.23V O2(g) + 2H2O(l) + 4e- 4OH-(aq)E0=0.40V ¿Por qué el cobre no se disuelve en ácido clorhídrico y el zinc si? Cu2+(aq)+2e- Cu(s) E0=+0.34 Zn2+(aq)+2e- Zn(s) E0=-0.76

CELDAS GALVÁNICAS EN LA NATURALEZA Y APLICACIONES La principal aplicación de las celdas galvánicas es la obtención de energía eléctrica a través de reacciones rédox espontáneas. Se aplican en el funcionamiento de dispositivos electrónicos como pueden ser transistores, relojes, controles remotos, etc. También se innova en este aspecto con el surgimiento de las pilas de combustible, o las pilas solares.

5-CELDAS ELECTROLÍTICAS

5-CELDAS ELECTROLÍTICAS ASPECTOS CUANTITATIVOS (leyes de Faraday) La masa de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos durante la electrolisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado por la cuba electrolítica. q= I.t Para una misma cantidad de electricidad que pase por varias cubas conectadas en serie, las masas depositadas o liberadas en los electrodos son proporcionales los electrones intercambiados en cada reacción intensidad carga tiempo

5-CELDAS ELECTROLÍTICAS EJERCICIO DE REFUERZO ¿Qué intensidad habrá de tener una corriente eléctrica que deposita 12.6g de oro en el cátodo de una célula eléctrolítica pasando durante 2.5horas por una disolución de cianuro de oro (III) RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es la reducción del oro (III) Au3+ + 3e- Au(s) E0= +1.51V

5-CELDAS ELECTROLÍTICAS APLICACIONES Obtención de diversas sustancias Purificación de metales Galvanotecnia Proceso cloro-sosa Purificación del cobre Embellecimiento o protección contra la corrosión https://www.youtube.com/watch?v=eN6j5d1rS1o

MAPA CONCEPTUAL

MAPA CONCEPTUAL

MAPA CONCEPTUAL

MAPA CONCEPTUAL

BIBLIOGRAFÍA López Cancio,J.A.(2006).Problemas de Química Cuestiones y Ejercicios. Las Palmas de Gran Canaria: Prentice Hall Zubiaurre Cortés, S. Arsuaga Ferreras ,J.M. Garzón Sánchez, B. Química 2º de Bachiller. Madrid: Anaya