Reacciones Redox

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Tema 9.- Reacciones Redox
Reacciones Redox
Oxidación
Reducción
Pérdida de e-
Ganancia de e0
Zn
+1 -1
+
H Cl
+2

Zn  0  +2  cede e-  se oxida  reductor
-1
Zn Cl2
0
+
H2
H  +1  0  acepta e-  se reduce  oxidante
Para asignar los nº de oxidación
El número de oxidación es el nº de electrones que un átomo pierde, gana o comparte al combinarse con otros
átomos para formar moléculas o iones poliatómicos.
0

Elementos libres

Ión monoatómico

Hidrógeno

Oxígeno

Metales Alcalinos

Metales Alcalinotérreos

Haluros

La suma algebraica de los nº de oxidación de los átomos de una molécula es 0 y si es un ión, igual a la
 el mismo que su carga
 +1 (excepto en los hidruros metálicos que es -1)
 -2 (excepto en los peróxidos que es -1)
 +1
 +2
 el halógeno tiene -1
carga del ión

En compuestos con más de 1 átomo del mismo elemento, el nº de oxidación puede resultar fraccionario.
4
3
Por ejemplo: CH3COCH3, el nº de oxidación del C es + .
Ajuste por el Método de los números de oxidación
Carga neta total = suma nº oxidación de todos los átomos
+1 -1
HCl
+4 -2
+
MnO2
+2

Cl : -1 → 0 : ↑ en 1
Mn : +4 → +2 : ↓ en 2
-1
Mn Cl2
0
+
Cl2
+1 -2
+
H2O
Tienen que ser iguales : 2×Cl
Ecuación Iónica
2 HCl
+
MnO2

Mn Cl2
+
Cl2
+
H2O
Ecuación Molecular
4 HCl
+
MnO2

Mn Cl2
+
Cl2
+
2 H2O
á
á
2
Química _ 2º Bachillerato
Ajuste por el Método del ión-electrón en Medio ÁCIDO
0
I2
+5
+5
+
HNO3

+2
HIO3
+
OXIDACIÓN
I2  (IO3)I2  2 (IO3)I2 + 6 H2O 2 (IO3)I2 + 6 H2O 2 (IO3)- + 12 H+
I2 + 6 H2O 2 (IO3)- + 12 H+ + 10 e-
NO
+
H2O
REDUCCIÓN
(NO3)-  NO
(NO3)-  NO + 2 H2O
(NO3)- + 4 H+  NO + 2 H2O
(NO3)- + 4 H+ + 3 e-  NO + 2 H2O
Oxidación  3 x [I2 + 6 H2O 2 (IO3)- + 12 H+ + 10 e-]
Reducción  10 x [(NO3)- + 4 H+ + 3 e-  NO + 2 H2O]
3 I2 + 18 H2O 6 (IO3)- + 36 H+ + 30 e10 (NO3)- + 40 H+ + 30 e-  10 NO + 20 H2O
3 I2 + 10 (NO3)- + 4 H+  6 (IO3)- + 10 NO + 2 H2O
Ecuación Iónica
Ecuación Molecular
+
3 I2
+
10 HNO3

6 HIO3
+
10 NO
+
2 H2O
Ajuste por el Método del ión-electrón en Medio BÁSICO
KMnO4
+
I
+
KOH

K2MnO4
OXIDACIÓN
I  (IO3)I + 6 OH-  (IO3)I + 6 OH-  (IO3)- + 3 H2O
I + 6 OH-  (IO3)- + 3 H2O + 5 e-
+
KIO3
+
H2O
REDUCCIÓN
MnO4-  MnO4=
MnO4-  MnO4= + 1 e-
Oxidación  I + 6 OH-  (IO3)- + 3 H2O + 5 eReducción  5 x [MnO4-  MnO4= + 1 e-]
I + 6 OH-  (IO3)- + 3 H2O + 5 e5 MnO4-  5 MnO4= + 5 eI+ 5 MnO4- + 6 OH-  (IO3)- + 5 MnO4= + 3 H2O
Ecuación Iónica
Ecuación Molecular
5 KMnO4
+
+
I
+
6 KOH

5 K2MnO4
+
KIO3
+
3 H2O
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Tema 9.- Reacciones Redox
Equivalente-Gramo
Gramos de una sustancia que se combinan, desplazan o ceden 1 mol de iones hidrógeno (H +)
eq - gr=
PM
moles electrones
Nº de eq - gr de oxidante = Nº de eq - gr de reductor
Nox · Vox = Nred · Vred
Electrolisis
Hace referencia al hecho de que durante la aplicación de una fuerza electromotriz externa, un compuesto químico
se descompone en sus elementos.
Leyes de Faraday
1. La cantidad de sustancia depositada o liberada al paso de una corriente eléctrica es directamente
proporcional a la cantidad de electricidad aplicada.
Q = I·t
2. Para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es
directamente proporcional a su equivalente químico (Meq).
Meq =
Masa atómica
moles de e-
3. La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente químico de cualquier
sustancia es siempre constante e igual a 96.487 culombios (F = 96.500 C/mol).
m=
I·t
· Meq
F
Pilas Electroquímicas
Tabique Poroso
Puente Salino de KCl
Pila Daniell: Zn  Zn2+ (aq)  Cu2+ (aq)  Cu
e-
e-
-
Zn
Zn2+
SO42-
-
Cu +
Zn
+
Cu2+
SO42Zn2+
SO42-
KCl
-
Cu +
SO42Cu2+
Electrodos Gaseosos
Ni  Ni2+  Cl-  Cl2
e-
-
Pt +
Ni
Cl2
ClNi2+
ÁNODO (-)  Oxidación
Cl-
CÁTODO (+)  Reducción
á
á
4
Química _ 2º Bachillerato
Fuerza Electromotriz (fem)
Diferencia de potencial (V) entre los electrodos
Depende de las sustancias que intervienen en las reacciones de electrodo y sus [c]
 E°   tendencia a reducirse
Para predecir el sentido de una reacción redox:
o
o
∆G = -n · F · E
Donde n es el nº de e- que figura en la ecuación redox y F es la constante de Faraday
Espontánea
No Espontánea
Equilibrio
ΔGº
<0
>0
0
Eºpila
>0
<0
0
Comparación entre una Pila y una Cuba electrolítica
Pila
Cuba
La reacción química produce energía
La energía produce reacción química
Dos electrolitos
Un electrolito
Espontánea
No espontánea
Ánodo  -
Ánodo  +
Cátodo  +
Cátodo  -
e-
e-
Ánodo
-
+
NaCl
Cu
Cátodo
Ag
Ánodo
-
Cátodo
+
Zn
Cu
Cu2+
Zn2+
CuSO4
AgNO3
ZnSO4