REACCIONES DE
TRANSFERENCIA DE
ELECTRONES,
REDOX
REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
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1
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Reacciones redox. Introducción, historia
 Existe un grupo muy importante (y numeroso) de
reacciones en las que el mecanismo de la reacción
consiste en la “transferencia” de electrones de unas
especies químicas a otras.
 Se denominan “reacciones de oxidación-reducción” o
“reacciones redox”
¿Por qué?
Desde la antigüedad se conocen algunos ejemplos muy típicos:
Algunas especies químicas (sobre todo metales) reaccionaban con
el oxigeno formando un óxido de mayor peso molecular que (la
especie inicial).
Por eso se llaman oxidaciones a este tipo de reacciones!!
2
Reacciones redox. Introduccion, historia
 Ejemplos típicos de oxidaciones:
oOxidaciones “simples” (pueden ser reacciones “suaves”):
4 Al(s)  3O2 
 2 Al2O3 (s)
FeO(s)  12 O2 
 Fe2O3 (s)
CH3CH 2OH  12 O2 
CH3COOH  H 2
oCombustiones (son reacciones violentas):
C(s)  O2 
CO2 ( g ) ( Energ)
CH 4 ( g )  2O2 
CO2 ( g )  2H 2O ( Energ)
S (s)  O2 
 SO2 ( g ) ( Energ)
oCorrosión de metales:
2Fe(s)  32 O2  xH2O 
 Fe2O3 (s)·xH2O
Nota: Esta reacción se produce en varias etapas y subreacciones (ver anexo al final)
4
Reacciones redox. Introducción, historia
Algunos compuestos del oxigeno perdían el oxigeno formando un
óxido de menor peso molecular que (la especie inicial). Al
perder oxigeno (desoxidarse) la masa de los compuestos era
menor, se reducía!!
Por eso se llaman reducciones a este tipo de reacciones!!
Nota: a veces el oxigeno saliente se combinaba con hidrógeno o era sustituido por
éste, por eso a las reacciones con hidrogeno se les llamaba también reducciones.
Fe3O4 (s)  4CO 
3Fe(s)  4CO2 ( g ) (energ)
o Reduccion de metales (con H):
Fe3O4 (s)  4H 2 
3Fe(s)  4H 2O
Nota: esta valencia anómala del Fe se
explica porque en realidad el mineral
esta formado por 2 óxidos FeO·Fe2O3
o Reduccion del CO
CO  H2 
CH 2O  H2 
CH 2OH
1
2
Disminuye la proporción de oxígeno5
Reacciones redox. Concepto tradicional
 Tradicionalmente se define la oxidación como un proceso
químico en el que hay ganancia de oxígeno por parte de un
compuesto.
Ejemplo:
2Fe(s)  32 O2  xH2O 
 Fe2O3 (s)·xH2O
el hierro se combina con el oxígeno y forma un nuevo compuesto
llamado óxido de hierro. Se dice que el hierro se ha oxidado.
 Tradicionalmente se define la reducción como un proceso
químico en el que hay pérdida de oxígeno por parte de un
compuesto.
 La reducción es un proceso inverso a la oxidación.
 Ejemplo:
2HgO(s) 
 2Hg(l )  O2
si calentamos óxido de mercurio, obtenemos mercurio metal, y se
desprende el oxígeno
6
Reacciones redox. Concepto tradicional
Por esto tradicionalmente (y todavía hoy):
• El término OXIDACIÓN se usó para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno.
• Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para
indicar una disminución en la proporción de oxígeno (en
ocasiones esto va asociado a un aumento de la proporción de
hidrógeno).
oxidación
CH4  CH3OH  HCHO  HCOOH  CO2
E.O.: –4
–2
0
+2
+4
% O: 0
50
53,3
69,6
72,7
reducción
7
Reacciones redox. Introducción
 Posteriormente se descubrió que estas reacciones sólo son
casos particulares de otro tipo más general de reacciones.
 Éstas se caracterizan porque en ellas hay una transferencia
de electrones de unos elementos o especies químicas a otras.
Ejemplo: Formación de NaCl
Na(s)  12 Cl2 ( g ) 
 NaCl
 Reaccion de Oxidación: El reactivo pierde electrones, decimos
que se ha oxidado

Na 
 Na  1e

 Reaccion de Reducción: El reactivo gana electrones, se dice
que se ha reducido
1
2

Cl2 1e 
Cl

8
Número de Oxidación
 Es evidente que las reacciones de oxidación y
reducción siempre van por parejas, no puede haber
una reacción de oxidación sin una reducción.
 Por eso se llaman reacciones de oxidación-reducción
o (abreviadamente) reacciones redox.
 Para entender las reacciones redox, es necesario
entender y utilizar un concepto familiar: el número
de oxidación.
9
Número de Oxidación
NUMERO DE OXIDACIÓN (N.O) (o estado de oxidación E.O):
“Es la carga que tendría un átomo si todos sus
enlaces fueran iónicos”
En los enlaces covalentes polares hay 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.
10
Número de Oxidación
Reglas para asignar el número de oxidación (N.O.):
o El N.O. de un elemento puro (sin combinar) es cero.
o El número de oxidación de una molécula es cero.
o El N.O. del hidrógeno combinado es +1, excepto en los
hidruros (metálicos), donde su N.O. es –1.
o El N.O. del oxígeno combinado es –2, excepto en los
peróxidos, donde su N.O. es –1.
o El N.O. de los metales alcalinos (Li, Na, …) siempre es
+1, el de los alcalinotérreos (Be, Mg, Ca …) es +2
11
Número de Oxidación
Otras Reglas menos importantes (N.O.):
oEl número de oxidación de los halógenos (F, Cl, Br, I) en los
hidrácidos (halogenuros de hidrogeno) y sus respectivas sales
(halogeno+metal) es –1. En los otros compuestos puede ser
positivo (+1,+3,+5,+7) (excepto el fluor que siempre es -1 por ser el
elmento más electronegativo)
oEl número de oxidación de los iones monoatómicos es la carga del
ión
oEl número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están
combinados es siempre positivo (y numéricamente igual a la carga
del ión).
oEl número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas
sales es –2.
12
Número de Oxidación
Número de oxidación más comunes (N.O.):
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
En oxoácidos
+4
H+1 o H-1
+1
+2
+3
Li
Na
K
Rb
Cs
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
B
Al
Ga
In
Tl
Sc+3
Y+3
La+3
Fe+2 o+3
Cu+1 o+2 Zn+2
Au+1 o+3 Cd+2
Ag+ Hg+1 o+2
+5
+3
+6
+4
+7
+5
+3
+1
C
Si
Ge
Sn
Pb
N
P
As
Sb
Bi
O(-2, -1)
S
Se
Te
-
F(-1)
Cl
Br
I
-
-4
-3
-2
-1
Con H y con metales
13
Ejemplos de cálculo de estados de oxidación (E.O.).
Ejemplos
1. CO2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos
átomos de O (más electronegativo que el C). Comparte los
4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que 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.
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).
SO
SO2
SO3
+2 -2
+4 2(-2)
+6 3(-2)
14
Cálculo de estado de oxidación (E.O.).
• La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0.
Ejemplo 3: 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
Ejemplo 4: (Ejer 1 pag 260) Calcular los estados de oxidación
de cada unos de los elementos en los siguientes
compuestos e iones:
SO2 , K2Cr2O7 , H 2CO3 , CH 2O, MnO2
3

2
2
Na2 SO4 , CH 4 , BO3 , NO2 , CrO4 , SO3
15
Número de Oxidación
Ejemplos: (cont. Ejer 1 pag 260)
+4 2·(-2)
2(+1) 2(+6) 7(-2)
2(+1) +4 3(-2)
SO2
K 2Cr2O7
H 2CO3
+4 2·(-2)
2(+1)
+6 4(-2)
MnO2
Na2 SO4
+3 2(-2)
+6 4(-2)

2
NO
2
4
CrO
-4 4(+1)
CH 4
0 2(+1) -2
CH 2O
+3 3(-2)
3
3
BO
+4 3(-2)
2
3
SO
16
Reacciones Redox: Definiciónes y terminología
0
2·0
+2 2·(-1)
Fe  Cl2 
 FeCl2
Esta reacción redox esta compuesta de dos semireacciones:
Semireacción de oxidación: Cuando un átomo o grupo de
átomos cede electrones, aumentando su número de oxidación.
2
Fe 
 Fe  2e

Semireacción de reducción: Cuando un átomo o grupo de
átomos gana electrones, disminuyendo su número de oxidación.


2
Cl  2e 
 2Cl
Insistimos: Siempre que se produce una oxidación debe producirse
simultáneamente una reducción!!
17
Reacciones Redox: Definiciónes y terminología
0
2·0
+2 2·(-1)
Fe  Cl2 
 FeCl2
Agente Oxidante es toda especie química que capta electrones, y
por consiguiente disminuye su estado de oxidación.
(El Cloro en este caso)
Agente Reductor es toda especie química que cede electrones, y
por consiguiente aumenta su estado de oxidación.
(El Hierro en este caso)
El oxidante, al ganar e− se reduce, produciendo la oxidación de
otra especie (el reductor).
El reductor al ceder e− se oxida, produciendo la reducción de
otra especie (el oxidante).
En estas reacciones existe una transferencia de electrones
desde la sustancia que se oxida (reductor) a la que se reduce
18
(oxidante).
Reacciones Redox: Definiciónes y terminología
Fe  Cl2 
 FeCl2
Pares redox: De forma análoga a lo que ocurría en las reacciones ácido-base, las especies químicas en las reacciones
redox forman pares conjugados
2

oxidante1
reductor2
Fe  Cl2 
 Fe  2Cl
reductor1
oxidante2
Oxidación
Reducción
 El agente oxidante y su forma reducida (Cl/Cl-) forman un par
conjugado redox.
 El agente reductor y su forma reducida (Fe/Fe2+) forman un par
conjugado redox.
 Cuanto más fuerte sea una agente reductor más débil es su
oxidante conjugado y viceversa
19
Reacciones redox. Introduccion, historia
Nota: Las reacciones de oxidación se pueden clasificar,
según la velocidad de reacción en:
olentas, como la oxidación del hierro;
orápidas, como las combustiones;
oinstantáneas, como las deflagraciones y detonaciones.
Recuerda: La combustión (y la deflagración) es una rápida
reacción de oxidación entre un combustible (agente reductor
que cede electrones al oxidante) y un comburente (agente
oxidante que capta electrones del combustible) que se
caracteriza por la emisión de luz y calor.
20
Reacciones Redox: Ejercicio A:
Cuestión de Selectividad
(Marzo 98)
Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de
que tipo son:
a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco. b) Carbonato cálcico más
calor. c) Cloro más sodio. d) Ácido sulfúrico más zinc metal
a)
HCl + NH3  NH4Cl Ácido-base. No cambia ningún E.O.
b) CaCO3  CaO + CO2 (H<0) Descomposición. No cambia
ningún E.O.
c) ½ Cl2 + Na  NaCl
E.O:
d)
0
Redox
+1 –1
0
H2SO4 + Zn  ZnSO4 + H2
E.O: +1 +6 –2
0
+2 +6 –2
0
Redox
21
Reacciones Redox: Ejemplos
Ejemplo: Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe2O3 +
3 CO  2 Fe + 3 CO2 es una reacción redox. Indicar los E.O. de
todos los elementos antes y después de la reacción .
Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2
E.O:
+3 –2
+2 –2
0
+4 –2
Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se
reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).
Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se
oxida (en este caso pasa de compartir 2e– con el O a
compartir los 4 electrones).
22
Reacciones Redox: Ejemplos
Ejemplos: (Ejer 4 pag 260) En cada una de las siguientes
reacciones, asigna los estados de oxidación de cada elemento
e identifica la oxidación, la reducción el agente oxidante, y el
reductor:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
2KClO3 
 2KCl  3O2
Zn  CuSO4 
 Zn SO4  Cu
4NH3  3O2 
 2N2  6H2O
2FeCl2  Cl2 
 2FeCl3
2 AgNO3  Cu 
 Cu( NO3 )2  2 Ag
2Cu( NO3 )2 
 2CuO  4NO2  O2
23
Reacciones Redox: Ejemplos
+1 +5 3(-2)
a)
+1 -1
0
2KClO3 
 2KCl  3O2
K  ClO3
K  Cl  O2


2ClO3  2Cl  3O2
0
b)
+2 +6 4(-2)
Ojo!!! No se escribe!! así
los óxidos no se disocian!!!


 2 Cl 5  6e  
 Cl 

2

2
·
3
O

12
e

 3O2

0
+2 +6 4(-2)
Zn  CuSO4 
 Zn SO4  Cu
2
2
4
2
2
4
2
Zn Cu SO
Zn
SO
Zn  2e  
 Zn

2

 Cu
 Cu  2e 
c)
Cu
4NH3  3O2 
 2N2  6H2O
24
Reacciones Redox: Ejemplos
d)
e)
f)
2FeCl2  Cl2 
 2FeCl3
2 AgNO3  Cu 
 Cu( NO3 )2  2 Ag
2Cu( NO3 )2 
 2CuO  4NO2  O2
25
Ejemplo: Cu +2AgNO3  2Ag+ Cu(NO3)2
Introducimos un electrodo de cobre
en una disolución de AgNO3, (nitrato
de plata)
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).
26
Ejemplo: Cu +2AgNO3  2Ag+ Cu(NO3)2
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27
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Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2  Pb + Zn(NO3)2
Al introducir una lámina de cinc en
una disolución de Pb(NO3)2 (nitrato
de plomo)
La lámina de Zn se recubre de una
capa de plomo:
• a) Zn Zn2+ + 2e– (oxidación)
• b) Pb2+ + 2e– Pb (reducción).
28
Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2  Pb + Zn(NO3)2
animación
29
Ejemplo: Zn + 2HCl(aq)  ZnCl2 + H2
• 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.
30
Ejemplo: Zn + 2HCl(aq)  ZnCl2 + H2
animación
video
31
Ajuste de reacciones redox
Las reacciones redox son difíciles de ajustar por simple
tanteo.
Se tienen que cumplir un balance de masa y un balance
de carga.
Para facilitar su ajuste, se suele utilizar dos métodos:
o El método del cambio de valencia o del número de
oxidación.
oEl método del ión-electrón.
32
Ajuste de reacciones redox: método del ión-electrón
 El método del ión-electrón.
•Se utiliza para reacciones en disolución acuosa
•Se basa en la conservación tanto de la masa como de la
carga (los electrones que se pierden en la oxidación son
los mismos que los que se ganan en la reducción).
•Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen
lugar y después igualar el nº de e– de ambas, para que al
sumarlas los electrones desaparezcan.
33
 Zn(NO3 )2  Ag
Ajuste Redox: Ejemplo Zn  AgNO3 
El método del ión-electrón tiene los siguientes pasos:
1) Identificar los elementos que cambian de número de
oxidación.
0
+1 +5 3(-2)
+2 2(+5) 2·3(-2)
0
Zn  AgNO3 
 Zn(NO3 )2  Ag
2) Identificar las especies ionicas y/o moleculares que
existen realmente en la disolución.
Zn(NO3 )2 : Zn y NO 3AgNO3 : Ag y NO 3-
Zn
Ag
3) Escribir las dos semirreacciones con moléculas o iones
que existan realmente en disolución ajustando el nº de
átomos.

2
Zn  2e 
 Zn



Ag

e

 Ag

34
 Zn(NO3 )2  Ag
Ajuste Redox: Ejemplo Zn  AgNO3 
3) Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las
dos semirreacciones, éstos desaparezcan
 Zn  2e  
 Zn 2



 Ag
2 x Ag  e 


4) Sumar las reacciones parciales.
Zn  2e  
 Zn 2 
2 x Ag   e  
 Ag
Zn  2 Ag  
 Zn 2  2 Ag


5) Escribir la reacción química completa utilizando los
coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones
que no intervienen directamente en la reacción redox (en
el el ejemplo, el ion NO3–) y comprobando que toda la
reacción queda ajustada.
35
 Zn(NO3 )2  Ag
Ajuste Redox: Ejemplo Zn  AgNO3 
6) Finalizar el ajuste de la ecuación química por tanteo.


Zn  2 Ag NO3- 
 Zn2 (NO3- )2  2Ag
36
Ajuste de reacciones en disolución acuosa ácida o básica.
• Si en una disolución intervienen iones poliatómicos
con O (ej SO42–), el ajuste se complica pues aparecen
también iones H+, OH– y moléculas de H2O.
• En medio ácido:
– Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar
al agua (los que se ganen en la oxidación provienen del
agua).
– Los átomos de H provienen del ácido.
• En medio básico:
– Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan
en la reducción) provienen de los OH–, necesitándose
tantas moléculas de H2O como átomos de oxígeno se ganen
o pierdan.
37
Ajuste redox en medio ácido
Ejemplo: KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
•Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+1 +7 –2
+1 +6 –2
+1 –1
+2 +6 –2
0
+1 +6 –2
+1 –2
KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
Moléculas o iones existentes en la disolución:
– KMnO4  K+ + MnO4–
– H2SO4  2 H+ + SO42–
– KI  K+ +I–
– MnSO4  Mn2+ + SO42–
– K2SO4  2K+ + SO42–
– I2 y H2O están sin disociar.
Oxidación:
2 I–  I2
Reducción:
MnO4–  Mn2+
38
Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o
iones que existan realmente en disolución ajustando el nº
de átomos.
El ajuste de los O y los H se hace añadiendo moleculas de
agua (H2O) e iones H+.
Oxidación: 2 I–  I2 + 2e–
Reducción:MnO4– +8H+ + 5e–  Mn2+ + 4H2O
Los 4 átomos de O del MnO4– han ido a parar al H2O, pero
para formar ésta se han necesitado además 8 H+.
39
Ajuste redox en medio ácido
• Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma
que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan:
Oxidac.:
5x (2 I–  I2 + 2e–)
Reduc.: 2x (MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn2+ + 4 H2O
Reacción global:
10I– + 2MnO4– + 16 H+ + 10 e–  5I2 + 2Mn2+ + 8H2O+ 10e–
40
Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
•Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los
coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no
intervienen directamente en la reacción redox, (los cationes y
aniones se escriben “juntos” formando el compuesto de donde
vienen):
10I– + 2MnO4– + 16 H+  5I2 + 2Mn2+ + 8H2O
2KMnO4 + 8H2SO4 +10KI  2 MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O
La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la
reacción redox) se obtienen por tanteo.
41
Ejercicio autocorregible
Intenta ajustar la siguiente reacción y sigue las instrucciones, el propio programa te corregirá si te equivocas y evaluará como lo estas haciendo. Puedes encontrar muchos más
ejemplos autocorregibles en: http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html
42
Problema de
Selectividad
(Septiembre 98)
Ejercicio B:
a) Ajuste la siguiente reacción escribiendo las semirreacciones de
oxido-reducción que se producen:
HClO + NaCl  NaClO + H2O + Cl2
b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1 M que
sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas
atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1
a) Oxidación: 2 Cl– – 2 e–  Cl2
Reducción: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e–  Cl2 + 2 H2O
R. global: 2 Cl– + 2 ClO– + 4 H+  2 Cl2 + 2 H2O
4 HClO + 2 NaCl 2 Cl2 + 2 NaClO + 2 H2O
Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes:
2 HClO + NaCl  Cl2 + NaClO + H2O
b)
2 mol
———— =
n(HClO)
71 g
———  n(HClO) = 0, 28 mol
10 g
V= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxl–1 = 2,8 L
43
Ejercicio B:
Problema de
Selectividad
(Septiembre 98)
Comentario sobre los pares redox implicados en la reacción redox:
Las reacciones redox tienen que ir por parejas, una de reducción y otra de oxidación. El
Cl en ClO- tiene estado de oxidación +1,a si que está especie sólo puede reducirse a
Cl2 gaseoso. En principio existen 2 posiblidades para la reacción de oxiadción:
Opción 1:
Red: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e–  Cl2 + 2 H2O
(Ered=1,63V)
Oxi: 2 Cl– – 2 e–  Cl2
(Eoxi=-1.36)
----------------------------------------------------Ereaccion=0,27V
Opción 2:
Red: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e–  Cl2 + 2 H2O
(Ered=1,63V)
Oxi: Cl– – 2e–  ClO(Eoxi=-1.46)
----------------------------------------------------Ereaccion=0,17V
Por eso en principio la opción 1 es la más favorecida, pero el ajuste se podría haber
hecho igual suponiendo la opción 2:
Red:
2 ClO– + 4 H+ + 2 e–  Cl2 + 2 H2O
Oxi:
H2O+ Cl– – 2e–  ClO- + 2H+
------------------------------------------------------------------------Reacción global:
2H+ + Cl-+ 2 ClO–  ClO- + Cl2 + 2 H2O
44
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+3 +6 –2
+1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2
+1 –1 +1 +6 –2 +1 –2
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl + K 2SO4 + H2O
Moléculas o iones existentes en la disolución:
–
–
–
–
–
–
–
Cr2(SO4)3  2Cr3+ + 3 SO42–
KClO3  K+ +ClO3–
KOH K+ + OH–
K2CrO4  2 K+ + CrO42–
KCl  K+ + Cl–
K2SO4  2K+ + SO42–
H2O está sin disociar.
Oxidación:
Cr3+  CrO42–
Reducción:
ClO3–  Cl–
45
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones
que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos
(los átomos de O y H se ajustan añadiendo moléculas de agua
e iones OH–):
Oxidación: Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–
Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4– provienen
de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues
la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de
H.
Reducción: ClO3– + 3 H2O + 6e–  Cl– + 6 OH–
Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan.
Así habrá el mismo nº de O e H.
46
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
• Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al
sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:
Oxidac.: 2 x (Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–)
Reduc.: ClO3– + 3 H2O + 6e–  Cl– + 6 OH–
Reacción global:
10
2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3–  2 CrO42– + 8 H2O
+ 3 H 2O + 6 e –
+ 6 e– + Cl– + 6 OH–
2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3–  2 CrO42– + 5 H2O + Cl–
47
Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
• Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizan-do los
coeficientes hallados y añadiendo las molécu-las o iones que
no intervienen directamente en la reacción redox:
1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + 1 KClO3 
2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4
1Cr2(SO4)3 +10 KOH +1KClO3  2K2CrO4 +5H2O +1KCl +3K2SO4
La 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la
reacción redox) se obtienen por tanteo.
Puedes encontrar muchos más ejemplos autocorregibles en:
http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html
48
Ejercicio C:
Problema de Selectividad
(Reserva 98)
Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido
clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de
manganeso (II) y cloro molecular.
a) Ajuste y complete la reacción . Calcule los pesos equivalentes
del oxidante y del reductor.
b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales,
que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de
potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1;
Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K-1 mol-1.
a)Oxidación: (2 Cl– – 2 e–  Cl2)·5
Reducción: (MnO4– + 8 H+ + 5 e–  Mn2+ + 4 H2O)·2
R. global: 2 MnO4– + 16 H+ + 10 Cl–  2 Mn2+ + 5 Cl2
2 KMnO4 + 16 HCl  2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl
49
Ejercicio C: (continuac)
a) Oxidación: (2 Cl– – 2 e–  Cl2)·5
Reducción: (MnO4– + 8 H+ + 5 e–  Mn2+ + 4 H2O)·2
R. global: 2 MnO4– + 16 H+ + 10 Cl–  2 Mn2+ + 5 Cl2
2 KMnO4 + 16 HCl  2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl
Masa equivalente
Oxidante: KMnO4
(158/5) g/eq = 31,6 g/eq
Reductor: HCl
(36,5/1) g/eq = 36,5 g /eq
b)
2 KMnO4 + 16 HCl  5 Cl2 + 2 MnCl2 + 8 H2O +2 KCl
2·158 g
5·22,4 L
————
= ————
 V(Cl2) = 35,44 L
100 g
V(Cl2)
50
Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad).
•Reacciones espontáneas:
Se produce energía eléctrica a partir de la energía
liberada en una reacción química):
animación
 Pilas voltaicas
(también pilas o celdas galvánicas)
•Reacciones no espontáneas:
Se producen sustancias químicas a partir de energía
eléctrica suministrada):
 Electrólisis (en celdas electrolíticas)
51
•Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO4
(Cu2+ + SO4 2–) se producirá espontánea-mente la siguiente
reacción:
Cu2+ (aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (aq)
animación
Celdas galvanicas (o Pilas voltaicas).
Zn
•El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana).
52
animación
Celdas galvanicas (o Pilas voltaicas).
Cu2+ (aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (aq)
Zn
•El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana).
•Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se
produzcan en recipientes separados, conectados los electrones
circularán (corriente eléctrica)  Celda galvánica
54
Celdas galvanicas (o Pilas voltaicas).
Celda Galvánica. En ella se produce una reacción química
espontánea y se genera una corriente eléctrica
animación
55
animación
Galvanický článek
Galvanický článek: je zařízení, které využívá redoxní reakce
jako zdroj energie.
Každý galvanický článek se skládá ze dvou poločlánků, které jsou vodivě spojené
(kovovým vodičem nebo solným můstkem). Každý poločlánek se skládá z elektrody (kus
vodivé látky, např. kovu, uhlíku) ponořené do roztoku elektrolytu (vodivé látky).
•galvanický článek = 2 poločlánky
•poločlánek = elektroda + roztok elektrolytu
solný můstek = spojovací část galvanického článku (umožňuje přenos elektronů)
56
animación
Galvanický článek Celdas galvanicas (o Pilas voltaicas).
Danielův článek: se skládá ze dvou elektrod (měděné a zinkové) a z roztoků
elektrolytů (roztok Cu2+ soli a roztok Zn2+ soli). Zinková elektroda je ponořená
do roztoku zinečnaté soli a měděná elektroda je ponořena do roztoku
měďnaté soli.
Měď je ušlechtilejší kov než zinek, proto se bude z roztoku redukovat a vyloučí
se na měděné elektrodě (můžeme ji pozorovat jako hnědočervený povlak).
Esto no lo he
escrito yo!!
57
na zinkové elektrodě: Zn(s)
Zn2+(aq) + 2 e-
animación
Galvanický článek Celdas galvanicas (o Pilas voltaicas).
oxidace
Záporná elektroda se nazývá katoda (elektrony se zde uvolňují).
Zinek je neušlechtilý kov, bude se proto oxidovat na zinečnaté ionty (elektroda se
rozpouští).
na měděné elektrodě: Cu2+(aq) + 2 e-
Cu(s)
redukce
Kladná elektroda se nazývá anoda (elektrony se zde spotřebovávají).
celkový děj: Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2+(aq) + Cu(s)
58
Tipos de electrodos.
animación
Se llama así a cada barra metálica sumergida en
una disolución del mismo metal.
En una pila hay dos electrodos:
– Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación
• Allí van los aniones.
• En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.
– Cátodo: Se lleva a cabo la reducción
• Allí van los cationes.
• En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.
59
Celda galvánica (pila Daniell)
Consta de dos semiceldas:
 Una con un electrodo de Cu
en una disolución de CuSO4
 Otra con un electrodo de Zn
en una disolución de ZnSO4
animación
animación
60
Celda galvánica (pila Daniell)
 Están unidas por un
puente salino que evita
que se acumulen cargas
del mismo signo en cada
semicelda.
 Entre los dos electrodos
se genera una diferencia
de potencial que se puede
medir con un voltímetro.
animación
animación
61
animación
Celda galvánica (pila Daniell)
62
animación
Celda galvánica (pila Daniell)
63
Representación esquemática de una pila
La pila anterior se representaría:
Ánodo
Puente salino
Cátodo
Zn (s)  ZnSO4 (aq)  CuSO4 (aq)  Cu (s)
– Ánodo se lleva a cabo la oxidación:
Zn – 2 e –  Zn2+.
– Cátodo se lleva a cabo la reducción:
Cu2+ + 2 e –  Cu.
64
Pilas comerciales.
Salina
Alcalina
De mercurio (botón)
65
Pilas comerciales.
Batería de celda seca (salina)
66
Pilas comerciales.
Pila de Mercurio
67
Potencial de reducción
Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá
una mayor o menor tendencia a estar en su forma
oxidada o reducida.
El que se encuentre en una u otra forma dependerá
de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.
¿Qué especie se reducirá?
Se puede establecer una escala de tendencia a la
reducción, midiendo el llamado “potencial de
reducción” de cada par redox.
De las dos especies se reducirá , la que tenga un
mayor potencial de reducción.
68
Potencial de reducción.
•Las pilas producen una diferencia de potencial (Epila) que
puede considerarse como la diferencia entre los potenciales
de reducción de los dos electrodos que la conforman.
E pila  Ecatodo  Ecnodo
•Consideraremos que cada semirreacción de reducción viene
dada por un potencial de reducción.
•Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las
pilas  Ecatodo > Eánodo.
•El potenciales de reducción depende de:
•El par redox (que especies químicas son)
•La concentración de los electrólitos (reactivos)
•La temperatura
69
Electrodos de Hidrógeno.
Como se miden estos potenciales de reducción?
• Se elije un electrodo de referencia al
que se le asigna por convenio un
potencial de 0’0 V
• Ese electrodo es el de hidrógeno se le
asigna un potencial de reducción de
E0=0’0 V para [H+] = 1 M.
Reacción de reducción:
2 H+ + 2 e–  H2
• Un electrodo de hidrógeno es una
lámina de platino sobre el que se
burbujea H2 a una presión de 1 atm a
través de una disolución 1 M de H+.
Nota¿Por qué platino? El uso de platino para el electrodo de hidrógeno
se debe a varios factores:
•Material inerte (no reacciona), que no se corroe.
•Capacidad para catalizar la reacción de reducción de protones.
70
Pilas con hidrógeno
Ejemplos: Potenciales de reducción del cobre y del Zinc
E0(Cu2+/Cu) =0,34V
E0(Zn2+/Zn) =-0,76V
71
Tabla de potenciales de
reducción
El potenciales de reducción
depende de:
•El par redox (especies químicas)
•La concentración de los electrólitos (reactivos)
•La temperatura
Sistema
Semirreacción
E° (V)
Li+ / Li
Li+ 1 e–  Li
–3,04
K+ / K
K+ + 1 e –  K
–2,92
Ca2+ /Ca
Ca2++ 2 e–  Ca
–2,87
Na+ / Na
Na++ 1 e–  Na
–2,71
Mg2+ / Mg
Mg2++ 2 e–  Mg
–2,37
Al3+ / Al
Al3+ + 3 e–  Al
–1,66
Mn2+ / Mn
Mn2+ + 2 e–  Mn
–1,18
Zn2+ / Zn
Zn2++ 2 e–  Zn
–0,76
Cr3+ / Cr
Cr3+ + 3 e–  Cr
–0,74
Fe2+ / Fe
Fe2+ + 2 e–  Fe
–0,41
Cd2+ / Cd
Cd2+ + 2 e–  Cd
–0,40
Ni2+ / Ni
Ni2+ + 2 e–  Ni
–0,25
Sn2+ / Sn
Sn2+ + 2 e–  Sn
–0,14
Pb2+ / Pb
Pb2+ + 2 e–  Pb
–0,13
H+ / H2
2 H+ + 2 e–  H2
0,00
Cu2+ / Cu
Cu2+ + 2 e–  Cu
0,34
I2 / I –
I2 + 2 e –  2 I –
0,53
MnO4–/MnO2
MnO4– `+ 2 H2O + 3 e–  MnO2 + 4 OH–
0,53
Hg2+ / Hg
Hg2+ + 2 e–  2 Hg
0,79
Ag+ / Ag
Ag+ + 1 e–  Ag
0,80
Br2 / Br–
Br2 + 2 e–  2 Br–
1,07
Cl2 / Cl–
Cl2 + 2 e–  2 Cl–
1,36
Au3+ / Au
Au3+ + 3 e–  Au
1,500
MnO4– / Mn2+
MnO4– `+ 8 H++ 5 e–  Mn2+ + 2 H2O
72
1,51
Aplicaciones de la tabla de potenciales de electrodo.
a) Cuanto más elevado sea el potencial de reducción de un
elemento mayor será su tendencia a reducirse, es decir, su
carácter oxidante, y viceversa.
b) Los potenciales de los electrodos sirven para medir la f.e.m.
estándar de cualquier pila:
Ejemplo: Eº(Zn2+/Zn) = −0’76 v Eº(Ag+/Ag) = 0’80 v
•Se escriben las semirreacciones en electrodo con sus potenciales.
•El electrodo de menor potencial normal de reducción será el polo
negativo (ánodo), en el que tiene lugar la oxidación, y el de mayor
potencial el positivo (cátodo), donde se verifica la reducción
• En el ánodo: Zn → Zn2+ + 2e−
• En el cátodo: 2Ag+ + 2e−→ 2Ag
Eº1 = +0’76 v
Eº2 = +0’80 v
73
Aplicaciones de la tabla de potenciales de electrodo.
Ejemplo (cont.): Eº(Zn2+/Zn) = −0’76 v Eº(Ag+/Ag) = 0’80 v
• En el ánodo: Zn → Zn2+ + 2e−
Eº1 = +0’76 v
• En el cátodo: 2Ag+ + 2e−→ 2Ag
Eº2 = +0’80 v
• De esta forma la reacción global que tiene lugar en la pila será la
suma de ambas semirreacciones, y su fuerza electromotriz se
obtendrá sumando los correspondientes potenciales del electrodo.
• Reacción global: Zn + 2Ag+→ Zn2+ + 2Ag
Eº = +1’56 v
Dos aspectos muy importantes:
- Si una semirreacción se escribe invertida, se cambiara el signo de su
potencial.
- Si una semirreacción se multiplica por un número, el valor de su
potencial permanecerá invariable, ya que aumentaríamos la
intensidad (pasan más e−) pero mantienen constante su diferencia
de potencial
74
Ejemplos: aplicaciones de potenciales reducción (pilas)
Ejercicio D: Una pila consta de un electrodo de Mg introducido
en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una
disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de
ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente?
• ¿Qué especie se reduce?
La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la
Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.
Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e– Ag(s)
Oxid. (ánodo): Mg(s)  Mg2+(aq) + 2e–
• Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)
Epila = 3,17 V
75
Aplicaciones de la tabla de potenciales de electrodo.
c) Espontaneidad:
• Si el potencial de una reacción global es positivo, tal
reacción se verifica espontáneamente en el sentido en que
está escrita.
• Si, por el contrario, su potencial es negativo, la reacción
transcurrirá en sentido contrario.
Ejemplo: Teniendo en cuenta la serie electromotriz de los elementos,
contestar a las siguientes cuestiones:
a) ¿Qué ocurrirá si a una disolución de sulfato de cobre (II) le añadimos
trocitos de cinc?
b) ¿Qué ocurrirá si a una disolución de sulfato de hierro (II) la añadimos
limaduras de cobre?
Datos: Eº(Cu2+/Cu) = +0’52v; Eº(Zn2+/Zn) = −0’76v; Eº(Fe2+/Fe) = −0’44v.
Solución: a) Se produce reacción; b) No se produce reacción
76
Aplicaciones de la tabla de potenciales de electrodo.
Ejemplo: A una disolución que contiene iones Fe3+ , Fe2+ y Cu2+ se
añaden limaduras de hierro. Indicar justificadamente las reacciones
que tienen lugar.
Datos: Eº(Fe2+/Fe) = −0’44v; Eº(Fe3+/Fe) = −0’04v; Eº(Fe3+/Fe2+) = 0’77v ;
Eº(Cu2+/Cu) = +0’52v
Solución: Fe se oxida; Fe3+ y Cu2+ se reducen
77
Ejemplo:
Decir si será espontánea la siguiente reacción redox:
Cl2(g) + 2 I– (aq) 2Cl– (aq) + I2 (s)
• La reacción dada es la suma de las siguientes
semirreacciones:
Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq)
Oxid. (ánodo): 2 I–(aq)  I2 (s) + 2e–
• Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse
que  Epila > 0:
•  Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = +0’72 V > 0
• luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más
tendencia a reducirse que las de I2).
78
Metales frente a ácidos.
• Según sea el potencial de reducción del metal menor o mayor
que 0 reaccionará o no reaccionará con los ácidos para [H+] = 1
M. (concentración normal)
• Toda pareja oxidante-reductora que tenga más tendencia a
reducirse que los H+ tendrán un potencial de reducción E > 0.
– Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones normales:
Cu + 2 H+  no reacciona.
Cu2+ / Cu ; Cu2+ + 2 e–  Cu ; +0,34V
La plata, el oro, el platino son otros metales que no son atacados por los
ácidos por eso se llaman metales nobles
• Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos tendencia a
reducirse que los H+ tendrán un potencial de reducción E < 0.
– Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno:
Zn + 2 H+  Zn2+ + H2
Zn2+ / Zn ; Zn2++ 2 e–  Zn ; –0,76
79
Aplicaciones de la tabla de potenciales de electrodo.
Ejemplo: Razone, a la vista de los siguientes potenciales normales
E°(Cu2+/Cu) = +0.34V; E°( 2H+/H2)=0V; E°(Fe2+/Fe) = −0’44V; E°(Zn2+/Zn) = −0.76V
a- ¿Qué metal o metales desprenden hidrógeno al ser tratados con un ácido?
b- ¿Qué metal o metales pueden obtenerse al reducir sus sales con hidrógeno?
c- La reacción que tiene lugar al formar una pila con electrodos de cobre y de hierro.
d- La reacción que se produce al construir una pila con electrodos de cinc y de hierro.
Solución:
a) Fe, Zn;
b) Cu;
c) Fe/Fe2+ // Cu2+/Cu;
d) Zn/Zn2+// Fe2+/Fe
80
Ejercicios autoevaluables: Espontaneidad
81
Cuestión de Selectividad
(Junio 98)
Ejercicio E: Dada la siguiente tabla de
potenciales normales expresados en voltios:
a) Escriba el nombre de:
-La forma reducida del oxidante más fuerte.
Cl–
-Un catión que pueda ser oxidante y reductor.
Sn2+
-La especie más reductora. Sn0
-Un anión que pueda ser oxidante y reductor.
ClO3–
Par redox
Cl2 / Cl–
ClO4–/ClO3–
ClO3–/ClO2–
Cu2+/Cu0
SO32–/ S2–
SO42– / S2–
Sn 4+/Sn2+
Sn2+ / Sn0
E0 (V)
1,35
1,19
1,16
0,35
0,23
0,15
0,15
-0,14
b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontáneas entre
especies de la tabla que correspondan a:
-Una oxidación de un catión por un anión.
-Una reducción de un catión por un anión.
ClO3– + Sn2+ + 2 H+  ClO2– + Sn4+ + H2O
S2– + 4 Cu2+ + 4 H2O  SO42– + 8 H+ + 4 Cu
82
Electrólisis
• Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido,
se puede “forzar”, si desde el exterior se suministran los
electrones (una corriente eléctrica).
• En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de Magnesio hacía de
ánodo y se oxidaba frente al de plata que hacía de cátodo formando una
pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la formación de Mg(s) (reducción)
si desde el exterior se suministran los 3,17 V que se necesitan vencer
(por ejemplo usando una pila que proporcione mayor voltaje).
+
Pila:
Ag(s)
Red. (cátodo) (+):
Ag+(aq) + 1e– Ag(s)
Oxid. (ánodo) (-):
Mg(s)  Mg2+(aq) + 2e–
Epila = Ecatodo – Eánodo =
+0,80 V – (–2,37 V)=3.17
Mg(s)
+
-
Celda electroquím.:
Voltaje externo>3,17
Red. (cátodo) (-):
Mg2+(aq) + 2e–  Mg(s)
Oxid. (ánodo) (+):
Ag(s) - 1e–  Ag+(aq)
83
Comparación Electrólisis y Pilas
La electrólisis consiste en la realización mediante el
suministro de energía eléctrica (corriente eléctrica) de una
reacción química imposible de producirse de forma
espontánea.
La energía eléctrica se suministra mediante un generador (pila,
batería) externo
Se realiza en una cuba electrolítica
Es el fenómeno opuesto a las pilas, los electrodos también se llaman ánodo (para la
oxidación) y cátodo (para la reducción)
+
+
-
Pero “los signos” son contrarios:
o Cátodo (-): conectado al terminal - del generador
externa
o Ánodo (+): conectado al terminal + del generador
externa
84
Comparación Electrólisis y Pilas
La electrólisis es el fenómeno opuesto a las pilas, los electrodos
se llaman también ánodo y cátodo pero “los signos” son contrarios
Pila:
Electrólisis:
Cu 2 (aq)  2e-  Cu (s)
Zn2 (aq)  2e-  Zn (s)
Oxidación Cátodo
Cu (s)  2e-  Cu 2 (aq)
Reducción (Ánodo) Zn (s) - 2e-  Zn2 (aq)
85
Aplicaciones de la electrólisis.
 Obtención de metales: Se utiliza industrialmente para
obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando
la electricidad como fuente de energía.
 (Electro)Refinado de metales: Se utiliza como ánodo un
electrodo de un metal con impurezas. En el cátodo se
depositarán los átomos (“puros”) de este metal.
 Recubrimiento de metales (electrodeposición): Se llama
galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con
una capa fina de otro metal:
Ejemplo: Zn2+ + 2 e–  Zn (cincado)
(en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)
86
Aplicaciones de la electrólisis.
Electrorrefinado del Cu.
Electrodeposición de Ag.
87
Electrólisis
Electrolisis del agua
2H2O 
 2H2  O2
La reacción no es espontánea, necesita
una corriente externa. El proceso
contrario constituye la pila de Hidrógeno
4H  4e 
 2H2
4OH-  4e 
O2  2H2O
4(H  OH- )  4e 
 2H2  O2  2H2O
2H2O 
 2H2  O2
88
Electrólisis del NaCl
© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato
89
Electrólisis del NaCl
• La reacción 2 Na + Cl2  2 NaCl es una reacción espontánea
puesto que E(Cl2/2Cl–) > E(Na+/Na)
• Y lógicamente, la reacción contraria será no espontánea:
2 NaCl  2 Na + Cl2
Red. (cátodo): 2 Na+(aq) + 2e–  2 Na (s)
Oxid. (ánodo): 2Cl–(aq)  Cl2(g) + 2e–
Epila = ΔE=Ecatodo – Eánodo = –2’71 – 1’36 = – 4’07 V
•
El valor negativo de Epila reafirma que la reacción no es
espontánea.
• Pero suministrando un voltaje superior a 4’07V (en la práctica será
necesario un voltaje “bastante” mayor) se podrá descomponer el
NaCl en sus elementos: Na y Cl2
90
Electrólisis del NaCl
• El valor negativo de Epila reafirma que la reacción no es espontánea.
• Suministrando un voltaje superior a 4’07V (en la práctica será necesario un
voltaje “bastante” mayor) se podrá descomponer el NaCl en sus
elementos: Na y Cl2
91
Ejercicios autoevaluables: vocabulario
92
Electrólisis. Ecuación de Faraday.
• La carga de un electrón es de e=1’6 x 10–19 C y la de 1
mol de electrones (NA=6’02 x 1023):
Q(1mol)=e·NA = 96500C=F (F=constante de Faraday).
• Con un mol de electrones podemos reducir:
– La masa de 1 mol de metal monovalente o
– La masa de ½ mol de metal divalente, etc.
– En general: (Mat/valencia). (equivalente gramo del metal)
• Con una regla de 3:
1 equivalente precisa ---------- 96500 C
neq (m (g)/Meq) precisarán ------ Q
93
Ecuación de Faraday (cont.).
• De la proporción anterior se deduce:
m
Q
neq = —— = —————
Meq
96500 C/eq
• De donde, sustituyendo Q por I · t (más fáciles de
medir) y despejando “m” se obtiene:
m ( g) 
M eq  I  t
96500
M at  I  t

nº e  96500
94
Ejemplo:
Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro,
haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula
la cantidad de hierro depositado en el cátodo.
• El tricloruro en disolución estará disociado:
FeCl3  3 Cl– + Fe3+
• La reducción será: Fe3+ + 3 e–  Fe
Meq x I x t
(55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s
m (g) = ————— = —————————————
96500 C/eq
96500 C/eq
m (g) = 20,82 g
95
Problema
Selectividad
(Junio 98)
Ejercicio F:
Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de
dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y
cloruro de aluminio,
a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células
electrolíticas.
b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán
depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de
Faraday : F = 96500 C·eq-1
a) Cu2+ + 2 e–  Cu
;
Al3+ + 3 e–  Al
b)
Meq · I · t
(63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s
m (Cu) = ————— = ——————————— =5,53g
96500 C/eq
96500 C/eq
Meq · I · t
(27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s
m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g
96500 C/eq
96500 C/eq
96
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)
Ejercicio F:
La figura adjunta representa una celda para la obtención de cloro
mediante electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones:
a) Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.
b) Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción.
c) La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se produce
modificación del pH durante la electrólisis? ¿Por qué?
d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico?
97
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)
Solución:
a) Ánodo: 2 Cl– (aq)  Cl2 (g) + 2 e– (1)
Cátodo: 2 H+ (aq) + 2 e–  H2 (g)
(2)
b) Oxidación: ánodo (1). Reducción: cátodo (2).
c) Al ir disminuyendo [H+ ], el pH va aumentando puesto que
los OH– traspasan el diafragma poroso para compensar la
perdida de Cl–.
d) Porque el potencial de reducción del H2 es mayor que el
del Na. y se precisa menos voltaje para que se produzca
la electrólisis.
El del H2 [2 H+ (aq) + 2e–  H2 (g)] es 0,0 V y se toma
como unidad, mientras que el del Na
[Na+ (aq) + 1e–  Na (s)] es negativo (el Na, al ser un
metal alcalino es muy fácilmente oxidable).
98
Corrosión.
• Un problema muy importante es la
corrosión de los metales, que consiste
en la oxidación de estos por acción de la
atmósfera (el oxigeno y la humedad)
• El ejemplo más famosos la corrosión del
hierro (formación de herrumbre),
ocurre en 2 etapas:
1ªFase:
Oxid. (ánodo):
Fe (s)  Fe2+(aq) + 2e–
Red. (cátodo):
O2(g) + 4 H+(aq) + 4e–  2 H2O(l)
• En una segunda fase el Fe2+ se oxida a
Fe3+ :
Gota de agua corroyendo
4Fe2+(aq) + O2(g) + 4H2O(l)  2Fe2O3(s) + 8H+(aq)una superficie de hierro.
99
Corrosión.
Formación de herrumbre
(en medio ácido)
1ª Fase:
2ª Fase: El Fe2+2 se oxida por el O2 para dar herrumbre Fe2O3·xH2O
100
Corrosión.
A) Corrosión Seca. Alta Temperatura y atmósfera de O2
B) Corrosión Húmeda ácida
B) Corrosión Húmeda básica.
Disolución salina con O2 disuelto
101
Corrosión.
Representación gráfica de
las etapas de la corrosión del
hierro en medio ácido
Representación
gráfica de las etapas
de la corrosión del
hierro en medio neutro
o básico
102
Protección contra la corrosión
La Torre Eiffel necesita un mantenimiento cada 7 años.
•Se gastan 70 Toneladas de pintura
•Se deben pintar 200000m2 de superficie.
•Si se hubiera pintado después de un galvanizado se
ahorrarían 10 millones de euros cada 7 años
Para proteger los metales contra la corrosión hay
diversas estrategias:
1. Modificación del Medio
Eliminación de la Humedad.
Eliminación del oxígeno.
2. Recubrimientos (orgánicos e inorgánicos)
Orgánicos: Pinturas (plásticas)
 Inorgánicos: Minio (óxido de plomo)
3. Recubrimientos metálicos
4. Protección catódica
5. Protección anódica
103
Protección contra la corrosión
3. Recubrimientos metálicos
¿Con que metal recubrimos?
A) Con metales de E0 mayor.
B) Con metales de E0 menor.
A priori cabría pensar que la mejor de estas dos protecciones sería la primera,
pues un potencial mayor supone que se oxide peor.
Para comprobar cual de las dos es mejor protección vamos a suponer que
existe una picadura por donde el hierro está en contacto con la humedad del
ambiente.
104
Protección contra la corrosión
3. Recubrimientos metálicos
Como el potencial del hierro es menor que el del cobre, el
hierro se convierte en un ánodo y el cobre se comporta
como cátodo. El hierro por tanto se oxidará por ese
orificio.
Como el potencial del Zinc es menor que el del hierro, el Zinc
se comporta como un ánodo y el hierro se comporta como
cátodo. El hierro por tanto no se oxidará hasta que no quede
nada del recubrimiento de Zinc.
Es mejor la protección con metales que tengan un potencial menor.!!
105
Protección contra la corrosión
3. Protección catódica.
Sirve para prevenir la corrosión.
Consiste en convertir el metal en el cátodo
de una pila
Se consigue en soldar a la tubería de hierro
un ánodo de Mg (ánodo de sacrificio) que forma
una pila con el Fe y evita que éste se oxide, ya
que que quien se oxida es el Mg.
•El ánodo de sacrificio está formado por un metal con un potencial menor que el
del material a proteger, por lo que convierte a ese metal en un cátodo y evita así
la corrosión, es equivalente a un celda galvánica.
•Ánodo auxiliar consiste en convertir al metal a proteger en un cátodo por medio
de una corriente eléctrica, es equivalente a una cedla electrolítica.
106
Protección contra la corrosión
4. Protección anódica.
Consiste en crear una capa de óxido en la superficie del metal que evite
la corrosión. Se oxida el metal de una forma controlada que hace que la
capa de óxido que se forme no deje pasar ni la humedad ni el oxígeno.
Esto hace que no pueda oxidarse.
107
Acumuladores y pilas recargables
Mediante corriente eléctrica (electrólisis) se puede invertir la
reacción de descarga.
Acumulador de Plomo (batería de plomo)
Batería de estado sólido de Litio
108
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Diapositiva 1 - Gybujando la Fisica