CELDA ELECTROLÍTICA

2012

QUÍMICA MENCIÓN QM-21

REACCIONES DE

ÓXIDO - REDUCCIÓN

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TRANSFERENCIA ELECTRÓNICA

Las reacciones de óxido-reducción, corresponden a un conjunto de reacciones cuya característica

común y única es la de transferir electrones entre las especies participantes. Se definen

particularmente 2 tipos de reacciones en función a esta propiedad:

Ambos procesos NO ocurren en forma aislada, sino que de manera conjunta y simultánea, por

este motivo se les denomina transformaciones REDOX, de modo que cuando una especie acepta

electrones (reducción) se debe a que otra especie los cedió (oxidación).

EL NÚMERO DE OXIDACIÓN

Se define número o estado de oxidación (EDO), como la carga eléctrica que los átomos presentan

en una molécula, como consecuencia de las diferencias en las electronegatividades que poseen y

que se manifiestan cuando enlazan.

Cuando ocurre un proceso REDOX se evidencia que:

1. En la reacción de oxidación hay aumento en el EDO.

2. En la reacción de reducción hay disminución en el EDO.

Ejemplos de moléculas y especies químicas que presentan átomos cargados parcial o

totalmente:

CO2 H2O MgH2 H2SO4 Ca(OH)2 O3

NaOH SO3 NaCl HCl H2O2 MgO4 BF3

SO4-2 NH4

+ CO3-2 I3

- S2O3-2 Hg+2 Al+3

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REGLAS PARA ASIGNAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN

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EL AJUSTE DE ECUACIONES REDOX

Como las reacciones REDOX ocurren en forma simultánea es posible establecer un método de

ajuste basado en el hecho de que el número de electrones ganados por la especie oxidante es el

mismo que el que pierde una especie reductora.

En este ajuste se debe considerar tanto el número y tipo de elementos participantes como el valor

de la carga eléctrica. También es de suma importancia verificar el pH de la reacción, pues

dependiendo del medio, el ajuste cambia.

Un ajuste sencillo

I- + Fe+3 I2 + Fe

En la reacción el ión yodo cambia se EDO de -1 a 0 mientras que en el Hierro el EDO cambia de

+3 a 0, de esto podemos decir,

Resumiendo en el ejemplo, se verifica que:

1. La ecuación no está balanceada

2. La especie I- aumenta su número de oxidación (de -1 a 0)

3. La especie Fe+3 disminuye su número de oxidación de (de +3 a 0)

4. I- es el agente o sustancia reductora (reductora al Fe+3)

5. Fe+3 es el agente o sustancia oxidante (oxida al I-)

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AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN

Este método permite balancear la ecuación, pero es dependiente del pH del medio en el que se

realiza. En términos prácticos esto implica variar algunos pasos según se trabaje en medio ácido o

básico.

Pasos efectivos

Previo al equilibrio se separa la reacción en 2 semi-reacciones (oxidación y reducción), luego:

DESARROLLO DEL EJEMPLO:

I- + Fe+3 I2 + Fe

Escribiendo por separado las reacciones de oxidación y reducción queda:

Oxidación: I- I2

Reducción: Fe+3 Fe

1. Balance de masa

Oxidación

I- I2 a) la masa de yodo (I) No está balanceada, se multiplica a la

izquierda por dos.

2I- I2

Reducción

Fe+3 Fe a) la masa de hierro está balanceada.

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2. Balance de carga

2 I- I2 + 2ē a) se equilibran las cargas eléctricas adicionando electrones.

3ē + Fe+3 Fe

3. Suma de las semi reacciones

Si en la reacción de oxidación se entregan 2 moles de electrones por cada 2 moles de I-

oxidados, entonces NO es posible recibir 3 moles de electrones en la reducción, luego se

tienen que igualar los electrones en ambas semi reacciones:

Oxidación, se multiplica por 3 6I- 3 I2 + 6ē

Reducción, se multiplica por 2 6ē + 2 Fe+3 2 Fe

Suma de Ecuaciones: 6I- + 2 Fe+3 3I2 + 2 Fe (Reacción Balanceada)

AJUSTE EN MEDIO ÁCIDO (pH < 7)

Reacción global NO balanceada: MnO4- + Cl- Mn+2 + Cl2

Oxidación Cl- Cl2

Reducción MnO4- Mn+2

1. Balance de masa

2Cl- Cl2

MnO4- Mn+2

2. Balance de oxígeno (adición de moléculas de H2O)

2Cl- Cl2

MnO4- Mn+2 + 4H2O

3. Balance de hidrógeno (adición de protones H+)

2Cl- Cl2

8H+ + MnO4- Mn+2 + 4H2O

4. Balance de cargas eléctricas (adición de electrones, según sea necesario)

2Cl- Cl2 + 2ē

5ē + 8H+ + MnO4- Mn+2 + 4H2O

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5. Ajuste matemático

Oxidación, por 5 10 Cl- 5Cl2 + 10ē

Reducción, por 2 10ē + 16H+ + 2MnO4- 2 Mn+2 + 8H2O

6. Suma de las ecuaciones

10 Cl- + 16H+ + 2MnO4- 5Cl2 + 2Mn+2 + 8H2O

MEDIO BÁSICO (pH > 7)

Para las reacciones en medio básico, el ajuste se hará adicionando iones OH- (en vez de H+) para

el balance de hidrógeno.

Reacción Global NO balanceada:

Cr+3 + H2O2 OH- + CrO4-2

Oxidación

Cr+3 CrO4-2

Reducción

H2O2 OH-

1. Balance de masa

Cr+3 CrO4-2

H2O2 2 OH-

2. Balance de Oxígeno

Para igualar los oxígenos en ambas semireacciones, se busca el miembro de la ecuación que

presente el mayor número de éstos y se añaden tantas moléculas de H2O como oxígenos

falten al otro lado de la ecuación. En el lado de la ecuación con defecto de oxígenos se añade

el doble de iones OH- que de moléculas añadidas.

8OH- + Cr+3 CrO4-2 + 4H2O

H2O2 2OH-

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3. Balance de Hidrógeno (sólo cuando corresponde)

Para igualar los hidrógenos, se busca el miembro de la ecuación que presente el menor

número de éstos y se añaden tantas moléculas de H2O como hidrógenos falten. En el otro

miembro de la ecuación se añade el mismo número de iones OH- que de moléculas de H2O

adicionadas. En este caso NO se requiere este paso de modo que:

8OH- + Cr+3 CrO4-2 + 4H2O

H2O2 2OH-

4. Balance de carga eléctrica (adición de ē)

8OH- + Cr+3 CrO4-2 + 4H2O + 3ē

2ē + H2O2 2OH-

5. Ajuste matemático

2·Oxidación 16OH- + 2Cr+3 2CrO4-2 + 8H2O + 6ē

3·Reducción 6ē + 3H2O2 6OH-

6. Ecuación Balanceada

10 OH- + 2Cr+3 + 3H2O2 2CrO4-2 + 8H2O

REACCIONES DE DISMUTACIÓN

Cuando una especie química se halla en un estado de oxidación intermedio puede ocurrir al mismo

tiempo una oxidación y una reducción. Este fenómeno se denomina reacción de dismutación.

La misma especie gana electrones (reducción) generando una especie nueva, pero a la vez es

capaz de perderlos transformándose en otra especie igual o más estable. Ambas especies

generadas coexisten con diferentes números de oxidación para el átomo que sufre la dismutación.

I2 + KOH KI + KIO3 + H2O

DISMUTA REDUCCIÓN

OXIDACIÓN

0 -1 +5

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Ejercicios de Balance de Ecuaciones Redox

1. CuS + HNO3 Cu(NO3)2 + S + H2O + NO

2. KMnO4 HCl KCl + MnCl2 + H2O + Cl2

3. Bi2O3 + NaOH + NaClO NaBiO3 + NaCl + H2O

4. CoCl2 + Na2O2 + NaOH + H2O Co(OH)3 + NaCl

5. Zn + HNO3 Zn(NO3)2 + H2O + NH4NO3

6. CdS + I2 + HCl CdCl2 + HI + S

7. CrI3 + KOH + Cl2 K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

PILAS ELECTROQUÍMICAS

El intercambio electrónico que se produce en una reacción de óxido-reducción se aprovecha para

establecer dispositivos que convierten en energía eléctrica la energía liberada en un proceso

REDOX. Estos dispositivos se denominan pilas galvánicas o pilas electroquímicas.

Una pila se establece cuando los procesos de oxidación y reducción se llevan a cabo por separado

en compartimentos distintos, unidos sólo por un hilo conductor (metal), de modo que el

intercambio de electrones se realiza a través de éste.

PILA GALVÁNICA

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Análisis de la pila

NOTACIÓN DE UNA PILA GALVÁNICA

La notación de una pila implica describirla de acuerdo con las reacciones que ocurren en cada

celda, entendiendo que siempre la reducción ocurrirá en el cátodo y la oxidación en el

ánodo. La escritura se hace de derecha a izquierda considerando como primera reacción la

oxidación e indicando por separado la especie inicial de la oxidada por una barra, luego una doble

barra separa una celda de otra y se continúa con la reacción en el cátodo, tal como ilustra la

figura de la pila anteriormente estudiada:

Cu / Cu+2 (1M) // Ag+ (1M) /Ag

OXIDACIÓN REDUCCIÓN

ÁNODO CÁTODO

Zn / Zn+2

(1M) // Cu+2

(1M) / Cu

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EL POTENCIAL DE REDUCCIÓN (ESCALA RELATIVA DE POTENCIALES)

Como es imposible medir por separado el potencial de cada semireacción, el valor aproximado de

cada una se puede establecer midiendo el potencial de una semietapa respecto de un electrodo

común establecido como referencia (electrodo patrón). Este electrodo arbitrario es el electrodo de

hidrógeno (electrodo normal de hidrógeno). Los valores generales de potencial se detallan a

continuación:

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Interpretación

A pesar de que los valores de potencial de semicelda se obtienen de comparaciones con el

electrodo de hidrógeno, existen otros que también se utilizan con frecuencia como electrodos

de referencia, y que por lo simple de su confección suelen utilizarse en mayor medida. Es el

caso del electrodo de calomelanos, que se confecciona con una pasta de cloruro de

mercurio (Hg2Cl2) y mercurio (Hg) en contacto con una solución saturada de la misma sal y

que contiene cloruro de potasio (KCl) como electrolito.

GALVANIZACION

La galvanización es un proceso que se realiza para proteger a ciertos metales de la corrosión

(oxidación). Se protege el metal con otro más propenso a la corrosión o bien con otro que es más

resistente, para esto es necesario aplicar solo unas pocas capas del metal.

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El Cinc es mas propenso a oxidarse y es el primero en reaccionar, si luego es oxidado el hierro el

Cinc inmediatamente revierte esta situación y mantiene al hierro como metal, esto se explica por

sus respectivos potenciales, la oxidación del hierro es de 0,45 volt y la del Cinc es de 0,76 volt.

ELECTROLISIS

La electrolisis es el proceso mediante el cual a partir de sustancias químicas pueden

obtenerse otras utilizando como fuente la corriente eléctrica.

El las celdas galvánicas se obtiene corriente eléctrica mediante la transferencia electrónica de un

proceso REDOX, pero es posible también obtener el proceso contrario, vale decir, con el uso de la

corriente eléctrica es posible producir un proceso REDOX que en condiciones normales NO es

espontáneo eso es la electrolisis. Consideremos la siguiente reacción:

AgCl Ag + Cl2

Al aplicar corriente eléctrica es posible descomponer la molécula de Cloruro de plata (AgCl) en sus

componentes elementales, tal proceso se realiza en una cuba o celda electrolítica que está

formada por:

Para el caso que se analiza, en el ánodo ocurre la oxidación de los iones cloruros (Cl-) mientras

que el cátodo se verifica la reducción de los iones de plata (Ag+).

ÁNODO: Cl- Cl2

CÁTODO: Ag+ Ag0

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En las reacciones de electrolisis los productos obtenidos dependen en gran medida de la

naturaleza de la solución inicial y del tipo de electrodo utilizado.

En general para una reacción de electrólisis de una sal conviene tenerla en estado fundido

(electrolisis de sal fundida), pues en ese estado de agregación existe la mayor cantidad de iones

positivos y negativos.

En el caso de soluciones acuosas concentradas de la sal suele ocurrir competencia entre la sal y la

mínima cantidad de iones de agua presentes.

Electrolisis usada para obtener aluminio metálico (un ejemplo de electrolisis)

El aluminio es uno de los metales más usados en el mundo dado su resistencia a la corrosión, su

conductividad térmica, su ligereza, su maleabilidad, etc. Para obtenerlo se utiliza la electrolisis

RECUBRIMIENTOS DECORATIVOS

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De acuerdo con el esquema el Fe se oxida a Fe+2 mientras que los iones Cu+2 se reducen hasta

Cuº, los potenciales respectivos son:

Fe Fe+2 + 2e 0,44 volt

2e + Cu+2 Cu 0,34 volt

El potencial de celda anterior tiene valor +0,78 V, por lo tanto, la reacción es espontánea, y se

observa que la capa de Cobre se deposita sobre el Hierro, luego ambos se encuentran en estado o

metálico y los nuevos valores de potencial (de oxidación) serán:

Fe Fe+2 + 2e 0,44 volt

Cu Cu+2 + 2e -0,34 volt

Debido a que el potencial del Cobre es negativo, es claro que el único que podría oxidarse es el

Hierro, sin embargo, es el Cobre quien está expuesto al medio ambiente evitando, por tanto, evita

la oxidación del Hierro. Esto es lo que se denomina recubrimiento metálico. El Hierro adquiere un

aspecto cobrizo pero no se oxida.

El mismo proceso, (aunque muchas veces utilizando directamente electrolisis) se usa para dar

baños de cromo, níquel y óxidos de aluminio coloreados.

PILAS Y BATERÍAS

La aplicación práctica más común respecto de las celdas galvánicas y electrolíticas es la confección

de pilas y baterías que se utilizan con frecuencia en aparatos de radio, televisión y objetos

portátiles. En estos dispositivos se aprovecha la corriente eléctrica generada en un proceso

REDOX para alimentar dichos artefactos. Sin embargo, la durabilidad, eficiencia y complejidad de

las reacciones de transferencia electrónica no siempre hacen aprovechable esta energía.

Respecto de lo anterior, se conocen 3 grandes grupo de pilas:

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PILA PRIMARIA

BATERÍA DE PLOMO

Pilas Recargables

Las pilas recargables no son mas que una pila común pero cuyo proceso Redox es reversible,

entonces actúa como celda galvánica para generar electricidad y una vez “agotada” se conecta a

la corriente eléctrica y mediante un proceso de electrolisis se regeneran los componentes iniciales,

esto es la recarga.

Las más usuales son las de níquel-hidruro que proporcionan 1,2 volt y las de ión-litio que generan

3,6 volt, la cantidad de recargas de estas baterías supera los 1000 ciclos.

Baterías de litio,

Ánodo Li(s) Li+ + e

Cátodo MnO2 (s) + Li+ + e LiMnO2 (s)

Estas baterías son usadas en celulares, computadores laptops y cámaras fotográficas.

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TEST EVALUACIÓN-MÓDULO 21

1. En la siguiente sal K2Cr2O7 el número de oxidación para el cromo (Cr) tiene valor

A) +2

B) +4

C) - 4

D) +6

E) - 6

2. En la ecuación, los elementos N y O cambian su estado de oxidación. ¿Cuál de las siguientes

opciones representa el cambio?

NO(g) + ½ O2(g) NO2(g)

N O

A) +4 a - 2 +4 a +6

B) +2 a +4 0 a - 2

C) +4 a +6 0 a - 2

D) +6 a - 2 - 2 a 0

E) - 2 a +4 +4 a +6

3. De la siguiente reacción es posible deducir que X-1

X-1 X-3

A) se reduce.

B) pierde 2 electrones.

C) tiene más electrones que X-3.

D) se oxida hasta X-3.

E) transmuta en X-3.

4. Dada la ecuación

6KI + K2Cr2 O7 + 7 H2SO4 Cr2 (SO4)3 + 4 K2SO4 + 7 H2O + 3 I2

¿Cuál de las siguientes especies químicas actúa como oxidante?

A) H2O

B) K2SO4

C) H2SO4

D) K2Cr2O7

E) Cr2 (SO4)3

5. ¿En cuál de los siguientes compuestos el hidrógeno (H) presenta número de oxidación -1?

A) NH3

B) H2O2

C) CaH2

D) H2S

E) NaOH

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6. Cuando el Cinc metálico sufre la siguiente transformación

Zn0 Zn+1 + 1ē

Se verifica correctamente lo siguiente

I) Zn0 se oxida.

II) Zn+1 tiene más electrones que Zn0.

III) Zn0 y Zn+1 son isoelectrónicos.

A) Sólo I.

B) Sólo III.

C) Sólo I y II.

D) Sólo I y III.

E) I, II y III.

7. Si un metal alcalino M se oxida, podría quedar como

I) M0

II) M+1

III) M-1

A) Sólo I.

B) Sólo II.

C) Sólo III.

D) Sólo I y II.

E) I, II y III.

8. La siguiente secuencia de reacciones

X0 1

X-2 2

X+1

Corresponde a

A) 2 oxidaciones.

B) 2 reducciones.

C) oxidación (1) y reducción (2).

D) reducción (1) y oxidación (2).

E) 1 oxidación y una dismutación.

9. En una reacción REDOX la sustancia que gana electrones siempre

A) se oxida.

B) reduce a otra.

C) dismuta.

D) electroliza.

E) oxida a otra.

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10. El compuesto de nombre orto plumbato plumboso es un óxido mixto de fórmula Pb3O4 y

que se compone de 2 óxidos distintos de acuerdo con

PbO2 + 2 PbO Pb3O4

X Y

Los números de oxidación para Plomo en ambos óxidos son

X Y

A) -4 +2

B) +2 +2

C) -4 -2

D) -2 -4

E) +4 +2

11. Si en una pila galvánica el valor de potencial es mayor que 0 entonces

A) no ocurre la reacción redox.

B) ocurre la reacción inversa a la esperada.

C) la reacción de transferencia electrónica es espontánea.

D) la pila se convierte en una celda electrolítica.

E) ocurre sólo la reacción de reducción.

12. En la siguiente reacción REDOX

Sn+2 + H+ + IO3- Sn+4 + I- + H2O

Se cumple que

Oxidante Reductor

A) H+ Sn+4

B) I- IO3-

C) IO3- Sn+2

D) Sn+2 H2O

E) H2O H+

13. Infiera la veracidad de las siguientes afirmaciones, indicando con una V si son verdaderas o

una F si son falsas

1. cuando una especie dismuta, sólo se reduce.

2. una sustancia oxidante gana electrones aumentando su número de oxidación.

3. el electrodo positivo en una pila galvánica se denomina cátodo.

4. si el valor de ΔEº para una celda es mayor que 0 entonces ΔGº es menor que 0.

La correcta combinación debe ser

1 2 3 4

A) V V F F

B) V F V F

C) F V F V

D) F F F V

E) V V V F

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14. En la electrolisis del agua H2O(l), en el electrodo negativo se obtiene

A) H2

B) OH-

C) H+

D) O2

E) H2O(g)

15. ¿Cuál de los siguientes procesos representa efectivamente una reacción de óxido-reducción?

A) Zn+2 + Cu+2 → Zn0 + Cu0

B) Zn0 + Cu0 → Zn+2 + 2Cu+2

C) Zn+2 + 2Cu+ → Zn0 + 2Cu0

D) Zn0 + 2Cu+ → Zn+2 + 2Cu+2

E) Zn0 + Cu+2 → Zn+2 + Cu0

DMDO-QM21

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