Tema 5. Equilibrios óxido-reducción

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Tema 5. Equilibrios óxido-reducción

¡Vamos!

Prof. Juan José García Guzmán

Índice

Glosario de términos

Redox en la vida real

Introducción

Celdas galvánicas

Electroquímica

Ajuste de reaciones redox

Potencial Redox

Celdas electrolíticas

Relación ΔGº y Eºpila

Condiciones no estándares, potenciales de reducción y equilibrio

Electrolísis

Corrosión

Valoraciones redox

Introducción

Una reacción de óxido-reducción es un proceso en el que se produce una transferencia o intercambio de electrones entre las especies implicadas en la misma. En todo intercambio, siempre existe una sustancia dadora y otra aceptora de electrones. Así, es posible definir la reacción de oxidación como la reacción en la que una sustancia pierde electrones, y la reducción como en la que una sustancia capta electrones.

Fe (s) + 1/2 O2 (g) ⇆ FeO (s)

CuO (s) + H2 (g) ⇆ Cu (s) + H2O (l)

2Fe (s) +3 Cl2 (g)⇆ 2 FeCl3 (s)

2 Mg (s) + O2 (g) ⇆ 2 MgO (s)

El oxidante es una sustancia capaz de producir una oxidación, es decir, que puede captar electrones de otra. Puesto que el oxidante capta electrones, durante el proceso se está reduciendo. Por otra parte, el reductor es una sustancia capaz de producir una reducción, es decir, que puede ceder electrones a otra. Puesto que está perdiendo electrones en el proceso se está oxidando.

Es importante resaltar que oxidación y reducción son complementarias, es decir se necesita que ocurran ambas. Para que una sustancia libere un e- es necesario que otra lo capte.

2Mg ⇆ 2Mg2++ 4e-

Oxidación

Reducción

2 Mg (s) + O2 (g) ⇆ 2 MgO (s)

O2 + 4e- ⇆ 2O2-

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Redox en la vida real

En la vida real existen un gran número de reacciones redox que son clave para el desarrollo de numerosas reacciones y procesos.

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Glosario de términos

Toda sustancia, molécula o ión capaz de captar electrones, por lo tanto se reduce.

Agente oxidante

Toda sustancia, molécula o ión capaz de ceder electrones, por lo tanto se oxida.

Agente reductor

Proceso mediante el cual un determinado elemento químico cede electrones, lo que se traduce en un aumento de su número de oxidación.

Oxidación

Proceso mediante el cual un determinado elemento químico capta electrones, lo que se traduce en una disminución de su número de oxidación.

Reducción

Especie puede oxidarse, o reducirse en un proceso de la oxidación-reducción.

Anfolito

Ajuste de reacciones redox

Estado o número de oxidación (n.o.)

Para determinar qué sustancia se está oxidando y cuál es la sustancia que se reduce, se hace uso del número de oxidación (n.o.). El número de oxidación es la carga formal (no real) que se le asigna a un átomo en un compuesto.

Si el compuesto que tenemos es un compuesto iónico, el número de oxidación que le asignamos a cada elemento sí será la carga real (NaCl; Na+:1, Cl-: -1). Para compuestos covalentes, a cada átomo se le asigna una carga ficticia. Ej: metano (CH4), para asignar la carga, comparamos las electronegatividades (EN) de los elementos. La EN del C es mayor que la del H. Al átomo más electronegativo se le asigna los electrones del enlace, de forma que tendrá un número negativo. El n.o. del elemento menos electronegativo, será positivo.

Existen también siete reglas que se siguen con un cierto orden para estimar este número de oxidación

+Ejemplos

Ejercicio de n.o.

NaF

Al2O3

LiBr

CO2

Ajuste de reacciones redox

Procedimiento para ajustar reacciones redox

Para ajustar una ecuación redox según el método de la semiecuación o del ión-electrón, hay que seguir los siguientes pasos.

Mejor con un ejemplo

Ejemplo de ajuste de reacciones redox

Determinar el n.o. de los elementos presentes en la ecuación, identificar las especies que se oxidan o se reducen.

Escribir y ajustar (moles y cargas de reactivos y productos) en las dos semirreacciones de óxido/reducción con las especies reales que intervienen.

Ajustar los coeficientes en las dos semirreacciones de manera que aparezca el mismo número de e- en ambas.

Sumar las dos semirreacciones cancelándose los e- y obteniéndose la ecuación neta ajustada.

Ejemplo 2 de ajuste de reacciones redox

Si una de las formas del par redox contiene O y la otra no (MnO2/Mn), o cada una de las especies tienen proporción diferente de oxígeno (NO3-/NO2-), y el medio es ácido, por cada átomo de oxígeno que falte se añade una molécula de H2O y por cada átomo de H que falte se añade un H+.

Determinar el n.o. de los elementos presentes en la ecuación.

Escribir las ecuaciones para las semirreacciones.

Ajustar todos los átomos y añadir H2O para oxígeno y H+ para hidrógeno.

Ajustar las cargas utilizando e-.

Sumar las semirreacciones multiplicando cada una por el factor necesario para anular los e- a cada lado.

Ejemplo 2 de ajuste de reacciones redox

Por otro lado, en disoluciones básicas, por cada átomo de oxígeno que falte se añade dos iones OH- y al otro lado una molécula de agua. Además, por cada átomo de H que falte se añade una molécula de agua y al otro miembro un ion OH- .

Determinar el n.o. de los elementos presentes en la ecuación.

Escribir las ecuaciones para las semirreacciones.

Ajustar todos los átomos y añadir H2O para hidrógeno y OH- para oxígeno.

Ajustar las cargas utilizando e-.

Sumar las semirreacciones multiplicando cada una por el factor necesario para anular los e- a cada lado.

Electroquímica

La electroquímica es el estudio de la producción de corriente eléctrica por reacciones químicas y de la producción de reacciones químicas por corriente eléctrica.

La transferencia de electrones se produce cuando se mezclan dos disoluciones con especies que reaccionan entre sí. En este tipo de reacciones se libera energía en forma de calor, pero no energía eléctrica.

La transferencia de electrones también se puede llevar a cabo en un medio heterogéneo, por vía electroquímica, en la que el oxidante y el reductor están físicamente separados uno del otro. Para generar corriente eléctrica a partir de las semirreacciones, estas tienen que estar físicamente separadas y conectadas por un conductor externo.

Celda electroquímica

Se pueden producir reacciones redox que inicialmente no eran espontáneas, a través de la aplicación de corriente eléctrica.

La reacción redox debe ser espontánea (∆G < 0) y las semirreacciones deben ocurrir en compartimentos separados.

Celda galvánica

Celda electrolítica

Celdas galvánicas

(∆G < 0)

En las pilas, el ánodo se considera el polo negativo de la celda, porque es donde se liberan los e-(oxidación), mientras que el el cátodo corresponde al polo positivo (reducción). Así, los electrones fluyen siempre desde el ánodo hasta el cátodo.

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Celdas electrolíticas

(∆G > 0)

Se puede manipular el sentido de la reacción, considerando que ésta sea reversible, aplicando un potencial eléctrico. Según la magnitud del potencial suministrado por la fuente de energía, podemos tener tres situaciones:

1. Si el potencial impuesto es inferior al de la celda galvánica, la reacción química no cambia de sentido.
2. Si ambos potenciales son iguales, la reacción no progresa.
3. Si el potencial de la fuente es superior, se invierte el sentido de la reacción.

Realmente puede que no sea suficiente con invertir el voltaje sino que se necesita un poco más debido a la sobretensión. Esto es más frecuentes con gases dependiendo del electrodo. (el Pt es casi cero para H2 pero el mercurio tiene una sobretensión de 1,5 V).

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Potencial redox

Cuanto mayor sea la tendencia de una especie a captar electrones, mayor será su carácter oxidante, y cuanto mayor sea la tendencia a cederlos, mayor será su carácter reductor.

Se necesita un criterio cuantitativo que permita establecer una relación entre la fuerza oxidante o reductora de una especia con una propiedad física que se pueda medir y que esté relacionada con la corriente eléctrica generada por la transferencia de electrones. Se denomina potencial redox.

Este potencial de reducción, medido en voltios, también sirve para establecer la fuerza electromotriz de una determinada celda electroquímica, dando información sobre sus características y viabilidad química.

Por convenio, a este potencial redox, se le denomina potencial de reducción, porque es el potencial de la reacción cuando se escribe en el sentido de la reducción.

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Potencial redox

Electrodo de referencia de hidrógeno

Para determinar un potencial de reducción se usa como par redox de referencia el 2H+/H2. Se seleccionó ya que brinda un potencial muy estable y reproducible a la vez que la reacción redox es sencilla y bien definida.

Potencial redox

Medida de potencial estándar

Se puede determinar fácilmente con una celda galvánica, en donde ese par se sitúe en una semicelda y en la otra semicelda se sitúa el par que se utiliza como referencia (reduciendose la especie de mayor Eºred). Se deja que la reacción progrese, y la lectura del voltímetro proporcionará directamente el potencial del par redox objeto de estudio.

EºredH2 = 0 por convenio; Ecel = 0,76 V lo da el voltímetro colocado. Teniendo en cuenta: Eºpila = EºCátodo - EºÁnodo Es posible estimar Eº para el par redox Zn2+/Zn, siendo -0,76 V.

Con esta metodología se pueden calcular los potenciales de reducción estándar para todas las especies electroquímicas. Esta información se recoge normalmente en tablas para su consulta.

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Relación Energía libre de Gibbs (ΔGº) y Eºpila

Eopila y la energía libre de Gibbs (ΔGº) están íntimamente relacionados en electroquímica.

Se puede considerar que una reacción era espontánea si ΔGº <0. Teniendo en cuenta la anterior ecuación esto será cierto siempre y cuando el potencial de la pila sea de signo positivo (Eºpila>0).Es posible entender esta relación ya que la ΔGº de una reacción equivale al trabajo máximo que puede realizar esa reacción. En una pila, el trabajo máximo que puede realizar la pila es en forma de energía eléctrica.

La principal aplicación de esta relación es la predicción de espontaneidad de las reacciones. Si se obtiene de las semirreacciones un potencial estándar de reacción negativo implica una reacción no espontánea; si E=0 está en equilibrio y con E>0 las reacciones son espontáneas.

Al obtener un E0>0 es posible asegurar la espontaneidad de la reacción. Es decir, se sabe que el Cu2+ se reducirá y el Zn se oxidará en consecuencia.

Corrosión

No todas las reacciones espontáneas son beneficiosas. El fenómeno de corrosión es el ejemplo más evidente. Es posible definirlo como la interacción de un metal con el medio que lo rodea produciendo un deterioro en sus propiedades físicas y químicas.

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Electrolísis

Se puede definir como el proceso por el cual se lleva a cabo una reacción no espontánea mediante la aplicación de un potencial eléctrico.

Es proceso tiene diversas aplicaciones en la actualidad:

• Refinado electrolítico.
• Deposición electrolítica.
• Obtención de hidrógeno a través del proceso de electrolísis del agua.

Una molécula de agua se puede oxidar formando O2 (el n.o. del O pasa de -2 a 0), o se puede reducir formando H2 (el n.o. del H pasa de +1 a 0).

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Electrolísis

Aspectos cualitativos

Faraday observó que la cantidad de sustancia oxidada o reducida en un proceso de electrólisis es proporcional a la cantidad de electricidad suministrada. Un e- transporta 1,60219 · 10-19 coulombs (C).

Mejor con un ejemplo

Normalmente la carga no es la magnitud más usada para expresar corriente eléctrica sino que se utiliza la intensidad de corriente.

Mejor con un ejemplo

Ejercicios electrolísis

Condiciones no estándares, potenciales de reducción y equilibrio

Efecto de la concentración en los potenciales de electrodo. La ecuación de Nerst

Conceptos de termodinámica y química de equilibrios

La energía libre de Gibbs ya ha aparecido en este tema tomando otra forma

Combinando las expresiones y despejando

Teniendo en cuenta la reacción más sencilla electroquímica

y sustituyendo las constantes (T= 298 ºK, R = 8,314 J/mol K, etc.) y pasando logaritmos a decimales

Esta ecuación se conoce como ecuación de Nerst es una piedra angular de la electroquímica. Conocida la concentración de la disolución y dado que los valores de E0 están tabulados, se puede calcular el potencial de electrodo de cualquier semireacción.

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Condiciones no estándares, potenciales de reducción y equilibrio

Constante de equilibrio y ecuación de Nerst

Desde un punto de vista cualitativo, el potencial redox permite evaluar la fuerza oxidante o reductora de un par redox. No obstante, desde el punto de vista cuantitativo, el sentido de la reacción viene dado por la Keq.

En el equilibrio el potencial del sistema es único, es decir, ambos potenciales (cátodo y ánodo) se igualan.

Este potencial de equilibrio se puede calcular haciendo uso de las ecuaciones Nernst correspondientes.

Este potencial de equilibrio se puede calcular haciendo uso de las ecuaciones Nernst correspondientes.

Con esta ecuación, se observa que cuanto mayor diferencia existe entre los E y mayor número de e- se intercambien, mayor será la Keq y más desplazada estará la reacción hacia los productos.

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Condiciones no estándares, potenciales de reducción y equilibrio

Ejemplos de aplicación

La aplicación más relevante es el cálculo del potencial de una disolución que contiene dos pares redox.

Caso 2

Caso 1

Valoraciones redox

Teniendo en cuenta la reacción simplificada

Recordando los principios descritos en el tema de valoraciones. Para que una reacción se pueda utilizar en una valoración debe cumplir los siguientes criterios:

• Ser cuantitativa, es decir, debe tener una constante de equilibrio alta, esto es una diferencia apreciable entre los potenciales estándar de los pares redox implicados en ella.

• Ser rápida. No obstante, para que sea útil en la práctica, a veces se necesita un catalizador para eliminar este inconveniente, controlar la temperatura, etc.
• Ser estequiométrica. En este sentido, para evitar problemas, es necesario asegurar que la reacción de valoración presente una estequiometría definida y que el analito se encuentre en un único estado de oxidación.
• Disponer de un sistema indicador (visuales o instrumentales).

Se puede hacer una distinción entre las 4 zonas de valoración:

Zona 1, punto inicial

No adición valorante (V=0).

Zona 2, antes de Peq

Existe un defecto de valorante (exceso de analito).

Zona 3, Peq

Se estima con la ecuacion

Zona 4, pasado Peq

Exceso de valorante.

Ejemplo valoración redox

E° (Fe3+ / Fe2+) = 0,771 V E° (MnO4- / Mn 2+) = 1,51 V

Se valoran 25 mL de una disolución 0,5 M de Fe2+ con 0,1 M de MnO4- en HNO3 1M.

VValorante = 0 mL

VValorante = 10 mL

VValorante = 25 mL

VValorante = 25,1 mL

Respiración celular

Este proceso fundamental para la vida implica una serie de reacciones redox donde la glucosa se oxida gradualmente, liberando energía que se utiliza para generar ATP (adenosín trifosfato). El oxígeno (O2) es el aceptor final de electrones, reduciéndose a agua (H2O).

Fotosíntesis

La fase luminosa involucra transferencias de electrones impulsadas por la luz. El agua (H2O) se oxida para liberar electrones, protones y oxígeno, mientras que el NADP+ se reduce a NADPH.

Calcular los moles de Na y de Cl2 producidos si se somete a electrólisis NaCl fundido durante 1 hora con una corriente de 50 A.

1,87 moles de e- producen 1,87 moles de Na (46 g) y 1,87/2 moles de Cl2 (0,935 moles Cl2 = 66,3 g).

Pilas de uso común

Estas celdas galvánicas, o pilas, son de uso común en la vida cotidiana. Dos ejemplos son las pilas alcalinas (a) o las de botón de mercurio (b).

Notación simplificada de las pilas

Existe una notación específica para describir los procesos electroquímicos que tienen lugar en estas pilas. Desde la izquierda se escribe el ánodo, el puente salino se identifica con dos trazos verticales, y la interfase electrodo/disolución se simboliza con un solo trazo vertical.

Experimento real redox

Se considera la reacción entre el catión Cu2+ y el zinc metálico (Zn0). Se dispone de un vaso de precipitados que contiene una disolución de Cu2+ y, en dicha disolución, se introduce una barra de zinc metálico. Cuando ponemos en contacto ambos reactivos se produce la siguiente reacción de oxidación-reducción. Una cierta cantidad de cobre metálico se deposita en la superficie de la barra de zinc y una cierta cantidad de catión Zn2+ pasa a la disolución. Se trata de una reacción de oxidación-reducción puesto que, como podemos ver, el cobre ha pasado de Cu2+ a Cu0 (ganando 2 e-), mientras que el zinc ha pasado de Zn0 a Zn2+ (perdiendo 2 e-). Dado que el Cu2+ gana e- se está comportando como un oxidante y, a su vez, se está reduciendo; por su parte, puesto que el Zn0 pierde e-, se está comportando como un reductor y, a su vez, se está oxidando.

Ejemplo de n.o. de elementos

Pilas

Un ejemplo clásico de pila electroquímica es la pila Daniell, que utiliza la reacción espontánea entre el zinc metálico (Zn) y los iones cobre(II) (Cu2+) para generar electricidad. El zinc se oxida en el ánodo, liberando electrones que fluyen a través de un circuito externo hacia el cátodo, donde los iones cobre(II) se reducen.

Baterías Ión-litio

Las baterías recargables que alimentan nuestros dispositivos móviles y vehículos eléctricos se basan en reacciones redox reversibles del litio. Durante la descarga, los iones de litio se oxidan en el ánodo y se insertan en el cátodo, liberando electrones. Durante la carga, el proceso se invierte.

Redox general

El agente oxidante 1 y su forma reducida 1 (reductor conjugado) forman un par redox. Por otra parte, el agente reductor 2 y su forma oxidada 2 (oxidante conjugado) forman el otro par redox. Es interesante resaltar que cuanto más fuerte es el oxidante o el reductor, más débil será su reductor u oxidante conjugado,principio similar al de los ácidos y bases.

En este tipo de celdas, el cátodo y el ánodo tienen el mismo significado químico. Pero el ánodo es el signo positivo, al estar conectado al polo positivo de la fuente, y el cátodo se le asigna el signo negativo.

Suma de semireacciones ajustadas

Ecuación neta ajustada

Nerst para semireacción

Es posible escribir la ecuación de Nerst para cada semireacción.

Observando la anterior expresión es posible apreciar que el potencial redox dependerá de:

• Valor de potencial en condiciones estándar.
• Temperatura (el 0,059 está calculado para 298ºK).
• [Ox] y de [Red] .

MnO4- es el reactivo limitante y Fe2+ está en exceso, como era de esperar.

Consideraciones de Keq

La Keq es el parámetro que indica en qué extensión y sentido transcurre la reacción, sin embargo en redox, los datos que se encuentran tabulados son los de los potenciales de los pares redox y no los de la Keq. Además, en química analítica interesa saber no sólo el sentido de la reacción sino si es cuantitativa o no, o sea, que las especies iniciales se hayan transformado en un 99,9%. Por lo que interesa conocer la diferencia mínima de potencial que debería existir entre los potenciales de los pares redox que intervienen en la reacción para garantizar que sea cuantitativa.

Quema de Combustibles Fósiles

La combustión de hidrocarburos como el metano (CH4) o el propano (C3H8) es una reacción redox exotérmica. El carbono en el combustible se oxida a dióxido de carbono (CO2), y el hidrógeno se oxida a agua (H2O), liberando una gran cantidad de energía en forma de calor y luz.

Motores de Combustión Interna

Los procesos que ocurren dentro de un motor de automóvil también son reacciones redox controladas. La mezcla de combustible y aire se inflama, provocando una rápida oxidación del combustible y la liberación de energía que impulsa el movimiento del pistón.

Estrés Oxidativo en Organismos Vivos

El envejecimiento a nivel celular está asociado con el estrés oxidativo, un desequilibrio entre la producción de especies reactivas del oxígeno (ROS) y la capacidad del sistema biológico para neutralizarlas. Las ROS son moléculas que contienen oxígeno y son altamente reactivas debido a la presencia de electrones desapareados. Estas moléculas pueden oxidar biomoléculas importantes como el ADN, las proteínas y los lípidos, contribuyendo al daño celular y al envejecimiento.

Volumetrías redox

Un ejemplo clásico es la determinación de la concentración de hierro(II) en una muestra de agua utilizando una solución valorante de permanganato de potasio (KMnO4).

Sensores electroquímicos

Por ejemplo, un sensor de glucosa en sangre utiliza una enzima (glucosa oxidasa) para oxidar la glucosa, generando peróxido de hidrógeno (H2O2). Este peróxido se detecta electroquímicamente mediante una reacción redox en un electrodo, produciendo una corriente proporcional a la concentración de glucosa.

Potencial estándar

Surge también el potencial estándar de un electrodo como la diferencia de potencial medida en una pila formada por este electrodo y el electrodo de hidrógeno, ambos en condiciones estándar. (termodinámicamente estándar, 1 mol/L, 298 ºK y 1 atm). Se le denomina de reducción porque se considera que actúa como cátodo frente al hidrógeno que se oxida en el ánodo.

No es posible medir el valor absoluto de un potencial, sino únicamente su diferencia con respecto a otro de referencia. Por eso lo más correcto es utilizar el término de diferencia de potencial, en lugar de sólo potencial. El electrodo que se toma como referencia es el electrodo normal de hidrógeno, al que se le asigna, por convenio, el valor de cero.

Puente salino

Tubo en forma de U invertida, relleno de un electrolito fuerte, como KCl, que no participe activamente en la reacción. El rol de este puente es compensar el desequilibrio de cargas que se va generando en las inmediaciones de los electrodo permitiendo que el sistema continúe en la electroneutralidad.

Es posible utilizar en su lugar una pared porosa que permita el transito de los iones de una disolución a otra para compensar, de igual manera, las cargas eléctricas generadas (movimiento de Zn2+ y Cu2+ y los contraiones de la sal en disolución).

Uno de los compuestos se encuentra en exceso. Se calcula el potencial a partir del par redox que está en exceso.

Se mezclan 50 mL de una disolución 0,2 mol/L de MnO4- (E10 = +1,51 V) con 50 mL de otra que contiene 0,2 mol/L de Fe2+ (E20 = +0,771V) a pH ~ 0.

Es necesario estimar que reactivo está en exceso, usando los datos del enunciado y la relación estequiométrica.

El reactivo en exceso es el MnO4-, se estima el potencial en el equilibrio en función de su semireacción.

Protección contra la corrosión

Protección catódica: el metal es forzado como cátodo usando: i) fuente de corriente externa, formando una celda electrolítica o ii) conectando eléctricamente el metal a otro metal que posea menor potencial de reducción que el que se quiere proteger, éste se denomina ánodo de sacrificio.

Galvanizado: el metal se recubre de aluminio que se oxida fácilmente pero el Al2O3 resultante forma una capa impermeable que evita que el metal del interior se oxide.

Pinturas que impermeabilicen el metal.

Producción de Cloro y Sosa Cáustica

La electrólisis de una solución de cloruro de sodio (salmuera) es un proceso redox industrial importante. En el ánodo, los iones cloruro (Cl−) se oxidan a cloro gaseoso (Cl2), mientras que en el cátodo, el agua se reduce para producir hidrógeno gaseoso (H2) e iones hidróxido (OH−), que junto con los iones sodio (Na+) forman la soda cáustica (NaOH).

Tratamiento de Aguas Residuales

Los procesos redox se utilizan para eliminar contaminantes de las aguas residuales. Por ejemplo, la oxidación de contaminantes orgánicos con agentes oxidantes como el peróxido de hidrógeno o el ozono, o la reducción de metales pesados a formas menos tóxicas o insolubles para su posterior eliminación.

El reactivo limitante es el Fe2+ y está en exceso el MnO4-, como cabría esperar.

Obtención de metales a partir de sus óxidos

Muchos metales se encuentran en la naturaleza en forma de óxidos. Su extracción implica procesos de reducción, donde el óxido metálico se reduce para obtener el metal puro. Por ejemplo, la obtención de hierro en altos hornos implica la reducción de óxido de hierro (Fe2O3) con monóxido de carbono (CO).

Electrolísis

Depositar una fina capa de un metal sobre otro objeto. En el proceso, los iones del metal de recubrimiento se reducen en la superficie del objeto, formando una capa protectora o decorativa.

Están en cantidad estequiométrica, es decir punto de equivalencia.

Queda estimar los potenciales de reducción de ambas especies.

Los compuestos se encuentran en proporciones estequiométricas. Se puede hacer una aproximación, teniendo en cuenta [H+]= 1M. Este caso es interesante en el caso de las valoraciones redox, dónde es posible calcular el Peq en función del potencial.

Se mezclan 50 mL de una disolución que contiene 0,04 mol/L de MnO4- (E10 = +1,51 V) con 50 ml de otra que contiene 0,1 mol/L de Sn2+ (E20 = +0,154 V) a pH ~ 0.

Sumando los términos multiplicados por sus correspondientes n

En la electrólisis de NaCl fundido, calcular cuánta carga se necesita para producir 23 g de Na y cuánta carga se necesita para producir 70,9 g de Cl2.

Para producir 23 g de Na se necesitan (teniendo en cuenta PaNa :23 g/mol):

Para producir 70,9 g de Cl2 se necesitan (teniendo en cuenta PaCl2 :70,9 g/mol):

Síntesis de Productos Orgánicos

Muchas reacciones en la síntesis orgánica implican cambios en el estado de oxidación de los átomos de carbono. Por ejemplo, la oxidación de alcoholes para formar aldehídos o ácidos carboxílicos, o la reducción de compuestos nitro para formar aminas. Se utilizan una variedad de agentes oxidantes y reductores selectivos para llevar a cabo estas transformaciones.

Producción de Polímeros

Algunos procesos de polimerización involucran etapas redox. Por ejemplo, la polimerización por radicales libres puede iniciarse por la descomposición de un iniciador redox, generando radicales que propagan la cadena polimérica.

Refinado electrolítico

En este proceso se consigue aumentar la pureza de los metales. Implica el depósito de metal puro en un cátodo, a partir de una disolución conteniendo el ión metálico. Un ejemplo claro se puede observar en el caso del Cu. El cobre que se obtiene por tostación de sus minerales tiene bastante pureza para algunas aplicaciones como tuberías, pero no las suficiente para aplicaciones que requieren una gran conductividad eléctrica. Para estas últimas hace falta cobre con una pureza superior al 99,5% y se logra gracias a la electrólisis.

Origen de la relación

De manera general ΔG es igual al trabajo total generado por el sistema (ΔG=W). En electroquimica el trabajo es igual al potencial eléctrico por la carga transportada que te devuelve el sistema (W= - Q· E). Además, la carga está relacionada con los moles de electrones involucrados (n) y la constante de Faraday (F, 96486 C). Por lo tanto: ΔG = -Q· E = -n· F· E

Suma de semireacciones ajustadas

Ecuación neta ajustada

Extracto de tabla de potenciales estándar

Las reacciones que están escritas son semireacciones de reducción. Aquellas reacciones que tengan potencial positivo, van a ser espontáneas, el par va a tender a reducirse. Si los potenciales son negativos, lo que ocurrirá será la reacción contraria, es decir, la oxidación.

Estos valores sirven para comparar entre los pares redox. Cuanto más positivo sea el potencial de reducción, más tenderá a reducirse, será más oxidante. Cuanto más negativo, más tendencia a oxidarse, será más reductor. Así, cuando se comparan dos pares redox, es posible saber que especie se reduce y cual se oxida.

Consideraciones de la ecuación de Nerst

Tomando en consideración una reacción dónde el oxígeno esté involucrado.

La ecuación de Nerst toma la siguiente forma:

Operando y aplicando propiedades de los logaritmos

Dónde se aprecia que el pH del medio tendrá una influencia en el potencial final de la semirreacción. Otro punto importante es considerar siempre concentración de magnitud 1 para especies sólidas/líquidas puras que intervienen en las reacciones redox. Por otro lado, cuando una de las especies está en estado gaseoso, la concentración se expresa en términos de su presión parcial.

Reglas para estimar n.o.

1. El n.o. de un átomo individual en un elemento libre (sin combinar con otros elementos) es 0. (Cl2, Fe).
2. La suma de los n.o. de todos los átomos en:
1. Una especie neutra (átomo aislado, molécula o unidad fórmula) es 0. (CH3OH o MgCl2 ).
2. Un ión es igual a la carga en el ión. (MnO4- es -1).
3. Los metales del grupo 1 tienen un n.o. de +1 y los del grupo 2, +2. (K en KCl o K2CO3, Mg en MgBr2 o Mg(NO3)2.
4. El n.o. del flúor en sus compuestos es -1. (HF, ClF3 y SF6).
5. El n.o. del hidrógeno en sus compuestos es casi siempre +1. Salvo unido a metales (hidruros metálicos, LiH o NaH), que tienen -1.

1. El n.o. del oxígeno en sus compuestos es casi siempre -2 . Salvo cuando los átomos de O están unidos entre sí (H2O2, K2O2), que tienen -1.
2. Los elementos del grupo 17 en sus compuestos binarios con metales tienen un n.o. -1, los del grupo 16 , -2 , y los del grupo 15, -3. (MgBr2 (n.o Br: -1) Li2S (S:-2) Li3N (N: -3).

Baterías

Este tipo de celdas electrolíticas presentan un gran interés práctico, ya que constituyen la base de las baterías o acumuladores, de coches, aviones y otros vehículos.

Otras aplicación electrolísis

Producción industrial

La electrolísis también se usa en industria, como es el caso de la obtención de Cl2(g) y Na (líquido), a partir sal común fundida (NaCl). Tanto el sodio como el cloro tienen gran interés, el primero se utiliza en numerosos procesos como elaboración de plásticos, desinfección de aguas, lejía, hipocloritos; mientras que el segundo se utiliza para la elaboración de sales y bases (NaOH).

Evidentemente el potencial de la celda es negativo mostrando una reacción no espontánea, de ahí que se tenga que aplicar la electrólisis para obtener los productos.

Deposición electrolítica

Este procedimiento se lleva a cabo por motivos decorativos o para proteger de la corrosión al segundo metal. Los cubiertos de plata por ejemplo, consisten en una base de hierro con un recubrimiento fino de plata metálica. En un proceso de depósito electrolítico el objeto a bañar constituye el cátodo de la celda electroquímica. El electrólito contiene iones del metal que constituyen el baño. Estos iones son atraídos hacia el cátodo, donde se reducen a átomos metálicos.