1 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES (Reacciones Redox) Unidad 9.

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REACCIONES DE REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE TRANSFERENCIA DE

ELECTRONES ELECTRONES (Reacciones Redox)(Reacciones Redox)

Unidad 9Unidad 9

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Contenidos (1)Contenidos (1)1.- 1.- Estado de oxidación.Estado de oxidación.

2.- 2.- Concepto de oxidación y reducción.Concepto de oxidación y reducción. 2.1. 2.1. Oxidantes y reductores.Oxidantes y reductores.

3.-3.- Ajuste de ecuaciones redox. Ajuste de ecuaciones redox. 3.1.3.1. Reacciones en medio ácido.Reacciones en medio ácido.

3.2.3.2. Reacciones en medio básico.Reacciones en medio básico.

4.-4.- Valoraciones de oxidación-reducción.Valoraciones de oxidación-reducción.

5.-5.- Pilas electroquímicas.Pilas electroquímicas.5.1.5.1. Tipos de electrodosTipos de electrodos

5.2. 5.2. Pilas DaniellPilas Daniell

5.3.5.3. Pilas y baterías comerciales.Pilas y baterías comerciales.

33

Contenidos (2)Contenidos (2)6.-6.- Potenciales de reducción estándar.Potenciales de reducción estándar.

6.1.6.1. Determinación del voltaje de una pila. Determinación del voltaje de una pila.

6.2.6.2. Electrodo de Hidrógeno. Pilas con HidrógenoElectrodo de Hidrógeno. Pilas con Hidrógeno

6.3.6.3. Espontaneidad de las reacciones redox. Espontaneidad de las reacciones redox.

7.-7.- Electrólisis.Electrólisis.7.1.7.1. AplicacionesAplicaciones

7.2.7.2. Comparación polaridad en pilas y electrólisis.Comparación polaridad en pilas y electrólisis.

7.3.7.3. Ecuación de FaradayEcuación de Faraday

8.-8.- Aplicaciones industriales redox:Aplicaciones industriales redox:8.1.8.1. Electrólisis del cloruro de sodio.Electrólisis del cloruro de sodio.

8.2.8.2. Siderurgia y obtención de metales.Siderurgia y obtención de metales.

8.3.8.3. Corrosión.Corrosión.

8.4.8.4. Protección catódica.Protección catódica.

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HistoriaHistoria

El términoEl término OXIDACIÓNOXIDACIÓN comenzó a comenzó a usarse para indicar que un compuesto usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno.Oxígeno.

Igualmente, se utilizó el termino de Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓNREDUCCIÓN para indicar una para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.disminución en la proporción de oxígeno.

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Estado de oxidación (E.O.) Estado de oxidación (E.O.) (También número de oxidación).(También número de oxidación).

““Es la carga que tendría un átomo si todos Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos”.sus enlaces fueran iónicos”.

En el caso de enlaces covalentes polares En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de habría que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más desplazados hacia el elemento más electronegativo.electronegativo.

El E.O. no tiene porqué ser la carga real que El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.tiene un átomo, aunque a veces coincide.

REPASO

REPASO

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Principales estados de Principales estados de oxidación.oxidación.

Todos los elementos en estado neutro Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.tienen E.O. = 0.

El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.oxácidas tiene E.O. = –2.

El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos y +1 en el resto de los hidruros metálicos y +1 en el resto de los casos que son la mayoría.casos que son la mayoría.

Los metales formando parte de moléculas Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.tienen E.O. positivos.

REPASO

REPASO

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Cálculo de Cálculo de estado de oxidación (E.O.).estado de oxidación (E.O.).

La suma de los E.O. de una molécula La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0.neutra es siempre 0.

EjemploEjemplo: Calcular el E.O. del S en ZnSO: Calcular el E.O. del S en ZnSO44

E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2; +2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0 +2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0 E.O.(S) = +6 E.O.(S) = +6

Si se trata de un ion monoatómico es Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.igual a su carga.

REPASO

REPASO

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Ejemplos de cálculo de Ejemplos de cálculo de estados de oxidación (E.O.).estados de oxidación (E.O.).

COCO2 2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes : el átomo de C forma dos enlaces covalentes

con dos átomos de O más electronegativo que él. con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4eComparte los 4e– – , pero para saber cuales son los , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O 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 los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2” “+4” y la del O “–2” E.O. (C) = +4; E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2. E.O. (O) = –2.

El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O).elemento más electronegativo (por ejemplo O).

REPASO

REPASO

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Definición actualDefinición actual OXIDACIÓN:OXIDACIÓN: Pérdida de electrones Pérdida de electrones

(o aumento en el número de oxidación).(o aumento en el número de oxidación). EjemploEjemplo: Cu : Cu Cu Cu2+2+ + 2e + 2e––

REDUCCIÓN:REDUCCIÓN: Ganancia de electrones Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).(o disminución en el número de oxidación).

EjemploEjemplo: Ag: Ag++ + 1e + 1e– – AgAg Siempre que se produce una Siempre que se produce una oxidaciónoxidación debe debe

producirse producirse simultáneamentesimultáneamente una una reducciónreducción.. Cada una de estas reacciones se denomina Cada una de estas reacciones se denomina

semirreacciónsemirreacción..

1010

Ejemplo: Cu +AgNOEjemplo: Cu +AgNO33

Introducimos un electrodo de Introducimos un electrodo de cobre en una disolución de cobre en una disolución de AgNOAgNO33, ,

De manera espontánea el De manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la cobre se oxidará pasando a la disolución como Cudisolución como Cu2+.2+.

Mientras que la AgMientras que la Ag++ de la misma se de la misma se reducirá pasando a ser plata reducirá pasando a ser plata metálica: metálica:

a) Cu a) Cu Cu2 Cu2++ + 2e + 2e–– (oxidación) (oxidación) b) Agb) Ag++ + 1e + 1e–– Ag (reducción). Ag (reducción). Imagen cedida por © Grupo ANAYA

S.A. Química 2º de bachillerrato

1111

Ejemplo: Zn + Pb(NOEjemplo: Zn + Pb(NO33))22

Al introducir una láminaAl introducir una lámina de cinc de cinc en una disolución de Pb(NOen una disolución de Pb(NO33))22..

La lámina de Zn se recubre de La lámina de Zn se recubre de una capa de plomo: una capa de plomo:

a) Zn a) Zn ZnZn2+2+ + 2e + 2e–– (oxidación) (oxidación) b) Pbb) Pb2+2+ + 2e + 2e–– Pb (reducción). Pb (reducción).

Imagen cedida por © Grupo ANAYA S.A. Química 2º de bachillerrato

1212

Ejemplo: Zn + HClEjemplo: Zn + HCl(aq)(aq)

Al añadir HClAl añadir HCl(ac)(ac) sobre Znsobre Zn(s) (s) se se produce ZnClproduce ZnCl2 2 y se y se

desprende Hdesprende H22(g)(g) que, que,

al ser un gas al ser un gas inflamable, produce inflamable, produce una pequeña una pequeña explosión al acercarle explosión al acercarle un cerilla encendida.un cerilla encendida.

1313

Ejemplo:Ejemplo: Comprobar que la reacción de Comprobar que la reacción de formación de hierro: Feformación de hierro: Fe22OO33 + 3 CO + 3 CO 2 Fe + 3 2 Fe + 3

COCO22 es una reacción redox. Indicar los E.O. de es una reacción redox. Indicar los E.O. de

todos los elementos antes y después de la todos los elementos antes y después de la reacciónreacción FeFe22OO33 + 3 CO + 3 CO 2 Fe + 3 CO 2 Fe + 3 CO22

E.O.: +3 –2 +2 –2 E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2 0 +4 –2 ReducciónReducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego : El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego

se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones). Oxidación:Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego

se oxida (en este caso pasa de compartir 2ese oxida (en este caso pasa de compartir 2e– – con el O a con el O a compartir los 4 electrones).compartir los 4 electrones).

1414

Oxidantes y reductoresOxidantes y reductores

OXIDANTES:OXIDANTES: El la sustancia capaz de oxidar El la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.a otra, con lo que ésta se reduce.

REDUCTORES:REDUCTORES: El la sustancia capaz de El la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.reducir a otra, con lo que ésta se oxida.

Ejemplo:Ejemplo: Zn + 2AgZn + 2Ag++ Zn Zn2+2+ + 2Ag + 2Ag OxidaciónOxidación: Zn (reductor) : Zn (reductor) Zn Zn2+2+ + 2e + 2e––

ReducciónReducción: Ag: Ag++ (oxidante) + 1e (oxidante) + 1e– – Ag Ag

1515

Ejercicio A:Ejercicio A: Formule, complete y ajuste Formule, complete y ajuste las las siguientes reacciones, justificando de que siguientes reacciones, justificando de que tipo son: tipo son: a)a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco. Cloruro de hidrógeno más amoniaco.b) b) Carbonato cálcico más calor. Carbonato cálcico más calor. c) c) Cloro más Cloro más sodio.sodio.d) d) Ácido sulfúrico más zinc metalÁcido sulfúrico más zinc metal

a)a) HCl + NH HCl + NH33 NH NH44ClCl

Ácido-baseÁcido-base. No cambia ningún E.O.. No cambia ningún E.O.

b)b) CaCO CaCO3 3 CaO + CO CaO + CO22 ( (H<0)H<0)

DescomposiciónDescomposición. No cambia ningún E.O.. No cambia ningún E.O.

c)c) ½ Cl ½ Cl22 + Na + Na NaCl NaCl

E.O.: 0 0 +1 –1E.O.: 0 0 +1 –1 RedoxRedox

d)d) HH22SOSO44 + Zn + Zn ZnSO ZnSO4 4 + H+ H22

E.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0E.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0 RedoxRedox

Cuestión de Selectividad(Marzo 98)

Cuestión de Selectividad(Marzo 98)

1616

Ajuste de reacciones redox Ajuste de reacciones redox (método del ion-electrón)(método del ion-electrón)

Se basa en la conservación tanto de la masa Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).los que se ganan en la reducción).

Se trata de escribir las dos semirreacciones Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de eque tienen lugar y después igualar el nº de e–– de ambas, para que al sumarlas los de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan. electrones desaparezcan.

1717

Etapas en el ajuste redoxEtapas en el ajuste redoxEjemplo:Ejemplo: Zn + AgNOZn + AgNO3 3 Zn(NO Zn(NO33))22 + Ag + Ag

Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su Identificar los átomos que cambian su E.O. E.O.

Zn(0) Zn(0) Zn(+2); Zn(+2); Ag (+1) Ag (+1) Ag (0) Ag (0) Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con Escribir semirreacciones con moléculas moléculas

o iones que existan realmente en disolucióno iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: (Zn, Agajustando el nº de átomos: (Zn, Ag++, NO, NO33

––, Zn, Zn2+2+, Ag), Ag)

Oxidación:Oxidación: Zn Zn Zn Zn2+2+ + 2e + 2e––

ReducciónReducción: Ag: Ag++ + 1e + 1e– – Ag Ag

1818

Etapas en el ajuste redox Etapas en el ajuste redox (cont).(cont).

Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan.semirreacciones, éstos desaparezcan.

En el ejemplo se consigue multiplicando En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2.la segunda semirreacción por 2.

OxidaciónOxidación: : Zn Zn Zn Zn2+2+ + 2e + 2e––

ReducciónReducción: : 2Ag2Ag++ + 2e + 2e– – 2Ag 2AgR. globalR. global:Zn + 2Ag:Zn + 2Ag++ + 2e + 2e– – Zn Zn2+2+ + 2Ag + 2e + 2Ag + 2e––

1919

Etapas en el ajuste redox Etapas en el ajuste redox (cont).(cont).

Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en iones que no intervienen directamente en la reacción redox (en el el ejemplo, el ion la reacción redox (en el el ejemplo, el ion NONO33

––) y comprobando que toda la ) y comprobando que toda la

reacción queda ajustada:reacción queda ajustada:

Zn + 2 AgNOZn + 2 AgNO3 3 Zn(NO Zn(NO33))22 + 2 Ag + 2 Ag

2020

Ajuste de reacciones en Ajuste de reacciones en disolución acuosa ácida o disolución acuosa ácida o

básica.básica. Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O (ej SOSi en una disolución aparecen iones poliatómicos con O (ej SO44

2–2–), el ajuste ), el ajuste

se complica pues aparecen también iones Hse complica pues aparecen también iones H++, OH, OH– – y moléculas dey moléculas de HH22O.O.

En medio ácido: En medio ácido: Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua 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 que se ganen en la oxidación provienen del agua). Los átomos de H provienen del ácido.Los átomos de H provienen del ácido.

En medio básico:En medio básico: Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en la Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en la

reducción) provienen de los OHreducción) provienen de los OH––,, necesitándose tantas moléculas de necesitándose tantas moléculas de HH22O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan.O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan.

2121

Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácidoKMnOKMnO44 + H + H22SOSO44 + KI + KI MnSO MnSO44 + I + I2 2 + K+ K22SOSO44 + H + H22OO

Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:Identificar los átomos que cambian su E.O.:

+1 +1 +7+7 –2 +1 +6 –2 +1 –2 +1 +6 –2 +1 –1–1 +2+2 +6 –2 +6 –2 0 0 +1 +6 –2 +1 –2 +1 +6 –2 +1 –2

KMnOKMnO44 + H + H22SOSO44 + KI + KI MnSO MnSO44 + I + I2 2 + K+ K22SOSO44 + H + H22OO

Moléculas o iones existentes en la disolución:Moléculas o iones existentes en la disolución: KMnOKMnO4 4 K K++ + MnO + MnO44

– – HH22SOSO4 4 2 H2 H++ + SO + SO44

2–2–

KI KI K K++ +I +I– –

MnSOMnSO4 4 MnMn2+2+ + SO + SO442–2–

KK22SOSO4 4 2K 2K++ + SO + SO442– 2–

II2 2 y Hy H22O están sin disociar.O están sin disociar.

2222

Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácidoKMnOKMnO44 + H + H22SOSO44 + KI + KI MnSO MnSO44 + I + I2 2 + K+ K22SOSO44 + H + H22OO

Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente moléculas o iones que existan realmente en disoluciónen disolución ajustando el nº de átomos: ajustando el nº de átomos:

Oxidación:Oxidación: 2 I2 I–– I I22 + 2e + 2e––

ReducciónReducción:: MnOMnO44– – + 8 H+ 8 H++ + 5e + 5e– – Mn Mn2+ 2+ + 4 H+ 4 H22OO

Los 4 átomos de O del MnOLos 4 átomos de O del MnO44– – han ido a parar al han ido a parar al

HH22O, pero para formar ésta se han necesitado O, pero para formar ésta se han necesitado

además 8 Hademás 8 H++. .

2323

Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácidoKMnOKMnO44 + H + H22SOSO44 + KI + KI MnSO MnSO44 + I + I2 2 + K+ K22SOSO44 + +

HH22OO Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:semirreacciones, éstos desaparezcan:

Ox.Ox.:: 5 5 xx ( (2 I2 I–– I I22 + 2e + 2e––))

Red.Red.:: 2 2 xx ( (MnOMnO44– – + 8 H+ 8 H+ + + 5e+ 5e– – Mn Mn2+ 2+ + 4 H+ 4 H22OO

Reacción globalReacción global::

10 I10 I–– + 2 MnO + 2 MnO44– – 5 I 5 I22 + 2 Mn + 2 Mn2+ 2+ + 8 H+ 8 H22O O

+ 16 H+ 16 H+ + + 10 e+ 10 e– – + 10 e+ 10 e– –

2424

Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácidoKMnOKMnO44 + H + H22SOSO44 + KI + KI MnSO MnSO44 + I + I2 2 + K+ K22SOSO44 + H + H22OO Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química completa Escribir la reacción química completa

utilizando los coeficientes hallados y utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:intervienen directamente en la reacción redox:

22 KMnO KMnO44 + + 8 8 H H22SOSO44 + +1010 KI KI 22 MnSO MnSO44 + + 55 I I2 2 ++

6 K 6 K22SOSO44 + + 88 H H22O O

La 6 moléculas de KLa 6 moléculas de K22SOSO4 4 (sustancia que no (sustancia que no

interviene en la reacción redox) se obtienen interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.por tanteo.

2525

Ejercicio B:Ejercicio B: a)a) Ajuste la siguiente reacción Ajuste la siguiente reacción escribiendo las semirreacciones de oxido-reducción que se escribiendo las semirreacciones de oxido-reducción que se producen HClO + NaCl producen HClO + NaCl NaClO + H NaClO + H22O + ClO + Cl2 2

b)b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,10,1M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1

a)a) Oxidación: Oxidación: 2 Cl 2 Cl– – – 2 e – 2 e–– Cl Cl22ReducciónReducción: 2 ClO: 2 ClO– – + 4 H+ 4 H++ + 2 e + 2 e–– Cl Cl2 2 + 2 H+ 2 H22OO

R. global:R. global: 2 Cl 2 Cl– – + 2 ClO+ 2 ClO– – + 4 H+ 4 H+ + 2 Cl 2 Cl2 2 + 2 H+ 2 H22OO

4 4 HClOHClO + + 22 NaCl NaCl 22 Cl Cl2 2 ++ 2 2 NaClO + NaClO + 22 H H22OO

Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes:Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes:2 HClO + NaCl 2 HClO + NaCl Cl Cl22 + NaClO + H + NaClO + H22OO

b) b) 2 mol 2 mol 71 g 71 g———— = ——— ———— = ——— n(HClO) = 0, 28 mol n(HClO) = 0, 28 mol n(HClO) n(HClO) 10 g 10 g

V= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxlV= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxl–1–1 = = 2,8 L2,8 L

Problema de Selectividad(Septiembre

98)

Problema de Selectividad(Septiembre

98)

2626

Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básicoCrCr22(SO(SO44))33 + KClO + KClO33 + KOH + KOH K K22CrOCrO44 + KCl + KCl + K+ K22SOSO44 + H + H22OO

Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:Identificar los átomos que cambian su E.O.: +3+3 +6 –2 +1 +6 –2 +1 +5+5 –2 +1–2 +1 +1 –2 +1–2 +1 +1 +6+6 –2 +1 –2 +1 –1–1 +1 +6 –2 +1 –2 +1 +6 –2 +1 –2

CrCr22(SO(SO44))33 + KClO + KClO33 + KOH + KOH K K22CrOCrO44 + KCl + KCl + K+ K22SOSO44 + H + H22OO

Moléculas o iones existentes en la disolución:Moléculas o iones existentes en la disolución: CrCr22(SO(SO44))33 2Cr 2Cr3+3+ + 3 SO + 3 SO44

2– 2–

KClOKClO33 K K++ +ClO +ClO33

––

KOHKOH KK++ + OH + OH––

KK22CrOCrO44 2 K 2 K++ + CrO + CrO44

2–2–

KClKCl KK++ + Cl + Cl––

KK22SOSO4 4 2K 2K++ + SO + SO442– 2–

HH22O está sin disociar.O está sin disociar.

2727


Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con Escribir semirreacciones con moléculas o moléculas o iones que existan realmente en disolucióniones que existan realmente en disolución ajustando el ajustando el nº de átomos:nº de átomos:

Oxidación:Oxidación: Cr Cr3+ 3+ + 8 OH+ 8 OH–– CrO CrO442– 2– + 4 H+ 4 H22O + 3eO + 3e––

Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrOLos 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO44– –

provienen de los OHprovienen de los OH–– existentes en el medio básico. Se existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al HH22O junto con todos los átomos de H. O junto con todos los átomos de H.

ReducciónReducción:: ClO ClO33– – + 3 H+ 3 H22O + 6eO + 6e– – Cl Cl– – + 6 OH+ 6 OH––

Se precisan tantas moléculas de HSe precisan tantas moléculas de H22O como átomos de O se O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H. pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.

2828


Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:desaparezcan:

Ox.Ox.:: 2 2 xx ((CrCr3+ 3+ + 8 OH+ 8 OH–– CrO CrO442– 2– + 4 H+ 4 H22O + 3eO + 3e––))

Red.Red.:: ClOClO33– – + 3 H+ 3 H22O + 6eO + 6e– – Cl Cl– – + 6 OH+ 6 OH––

Reacción globalReacción global::

2 Cr2 Cr3+3+ + 16 OH + 16 OH–– + ClO + ClO33– – 2 CrO 2 CrO44

2– 2– + 8 H+ 8 H22O O

+ 3 H+ 3 H22O + 6 eO + 6 e– – + 6 e+ 6 e– – + Cl+ Cl– – + 6 OH+ 6 OH––

2 Cr2 Cr3+3+ +10 OH +10 OH–– +ClO +ClO33– – 2 CrO 2 CrO44

2– 2– + 5 H+ 5 H22O +ClO +Cl– –

2929


Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química completa Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:en la reacción redox:

11 Cr Cr22(SO(SO44))33 + + 10 10 KOH KOH ++ 1 1 KClO KClO33

22 K K22CrOCrO44 + + 55 H H22O + O + 11 KCl + 3 K KCl + 3 K22SOSO44

La 3 moléculas de KLa 3 moléculas de K22SOSO4 4 (sustancia que no (sustancia que no

interviene en la reacción redox) se obtienen por interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.tanteo.

3030

Valoración redoxValoración redox Es similar a la valoración ácido base.Es similar a la valoración ácido base. Hay que determinar el número de moles de especie oxidante Hay que determinar el número de moles de especie oxidante

y reductora que reaccionan entre sí. y reductora que reaccionan entre sí. El nº de moles de eEl nº de moles de e que pierde el oxidante es igual a los que que pierde el oxidante es igual a los que

gana el reductor.gana el reductor. Si “Si “aa” es el nº de e” es el nº de e que captura el oxidante y “ que captura el oxidante y “bb” los que ” los que

pierde el reductor, sabremos que “pierde el reductor, sabremos que “aa” moles de reductor ” moles de reductor reaccionan con “reaccionan con “bb” moles de oxidante.” moles de oxidante.

Se necesita conocer qué especies químicas son los Se necesita conocer qué especies químicas son los productos y no sólo los reactivos.productos y no sólo los reactivos.

- -( nº e perd) (nº e gan.)×[ ]× = ×[ ]× ox redV oxidante b V reductor a

3131

Valoración redox (cont.)Valoración redox (cont.) Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto de Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto de

masa equivalente, y el de normalidad.masa equivalente, y el de normalidad. Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o

reductora hay que dividir su masa molecular por el nº de ereductora hay que dividir su masa molecular por el nº de e–– ganados o perdidos: ganados o perdidos:

De esta manera:De esta manera: nneqeq(oxidante(oxidante ) = n) = neqeq(reductora)(reductora)

Es decir:Es decir:

Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de qué Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de qué sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia se sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia se transforma (semirreacción).transforma (semirreacción).

× = × ox ox red redV N V N

=ºeq

MM

n de e

3232

Ejemplo:Ejemplo: Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO44

aciduladaacidulada con Hcon H22SOSO44 con 30 ml de KMnO con 30 ml de KMnO44 0,25 M.¿Cuál 0,25 M.¿Cuál

será la concentración del FeSOserá la concentración del FeSO4 4 si el MnO si el MnO44– – pasa a pasa a

MnMn2+2+?? Red.Red.:: MnOMnO44

– – + 8 H+ 8 H+ + + 5e+ 5e– – Mn Mn2+ 2+ + 4 H+ 4 H22OO Oxid.Oxid.:: Fe Fe2+2+ Fe Fe3+3+ + 1e + 1e– –

Como el MnOComo el MnO44– – precisa de 5eprecisa de 5e– – para reducirse:para reducirse:

N (KMnON (KMnO44) = 0,25 M ) = 0,25 M xx 5 = 1,25 N 5 = 1,25 N nneqeq(MnO(MnO44

– – ) = n) = neqeq(Fe(Fe2+2+) ) V (KMnOV (KMnO44) ) xx N (KMnO N (KMnO44) = V (FeSO) = V (FeSO44) ) xx N (FeSO N (FeSO44) ) 30 ml 30 ml xx 1,25 N 1,25 N

N (FeSO N (FeSO44) = —————— = 0,75 N ; ) = —————— = 0,75 N ; 0,75 M0,75 M 50 ml 50 ml

3333

a) a) Oxidación: (2 ClOxidación: (2 Cl– – – 2 e – 2 e–– Cl Cl22)·5)·5

Reducción: (MnOReducción: (MnO44–– + 8 H + 8 H++ + 5 e + 5 e–– Mn Mn2+2+ + 4 H + 4 H22O)·2O)·2

R. global: 2 MnOR. global: 2 MnO44– – + 16 H+ 16 H++ + 10 Cl + 10 Cl– – 2 Mn 2 Mn2+2+ + 5 Cl + 5 Cl22

2 KMnO2 KMnO44 + 16 HCl + 16 HCl 2 MnCl 2 MnCl22 +8 H +8 H22O + 5 ClO + 5 Cl22+2 KCl+2 KCl

Masa equivalenteMasa equivalente

Oxidante: KMnOOxidante: KMnO44 (158/5) g/eq = (158/5) g/eq = 31,6 g/eq31,6 g/eq

Reductor: HClReductor: HCl (36,5/1) g/eq = (36,5/1) g/eq = 36,5 g /eq36,5 g /eqb)b) 2 KMnO 2 KMnO44 + 16 HCl + 16 HCl 5 Cl 5 Cl22 + 2 MnCl + 2 MnCl22 + 8 H + 8 H22O +2 KClO +2 KCl

2·158 g2·158 g 5·22,4 L 5·22,4 L———— = ———— ———— = ———— V(Cl V(Cl22) = ) = 35,44 L35,44 L 100 g 100 g V(Cl V(Cl22))

3434

Ejercicio C:Ejercicio C: Cuando se hace reaccionar Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico permanganato de potasio con ácido clorhídrico

se obtienen, entre otros productos, cloruro de se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. manganeso (II) y cloro molecular. a)a) Ajuste y complete la Ajuste y complete la reacción . Calcule los pesos equivalentes del oxidante y reacción . Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor. del reductor. b) b) Calcule el volumen de cloro, medido en Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; 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 KMn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K-1-1 molmol-1-1..

a) a) Oxidación: (2 ClOxidación: (2 Cl– – – 2 e – 2 e–– Cl Cl22)·5)·5

Reducción: (MnOReducción: (MnO44–– + 8 H + 8 H++ + 5 e + 5 e–– Mn Mn2+2+ + 4 H + 4 H22O)·2O)·2

R. global: 2 MnOR. global: 2 MnO44– – + 16 H+ 16 H++ + 10 Cl + 10 Cl– – 2 Mn 2 Mn2+2+ + 5 Cl + 5 Cl22

2 KMnO2 KMnO44 + 16 HCl + 16 HCl 2 MnCl 2 MnCl22 + 8 H + 8 H22O + 5 ClO + 5 Cl22 +2 KCl +2 KCl

Problema de Selectividad(Reserva 98)

Problema de Selectividad(Reserva 98)

3535

Tipos de reacciones redox Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad).(según su espontaneidad).

Reacciones espontáneasReacciones espontáneas (se produce (se produce energía eléctrica a partir de la energía energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química):liberada en una reacción química):

Pilas voltaicasPilas voltaicas Reacciones no espontáneasReacciones no espontáneas (se (se

producen sustancias químicas a partir de producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada):energía eléctrica suministrada):

ElectrólisisElectrólisis

3636

Pilas voltaicas.Pilas voltaicas. Si se introduce una barra de Zn en una Si se introduce una barra de Zn en una

disolución de CuSOdisolución de CuSO44 (Cu (Cu2+2+ + SO + SO4 4 2–2–) se ) se

producirá espontáneamente la siguiente producirá espontáneamente la siguiente reacción:reacción:

CuCu2+2+ (aq) + Zn (s) (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn Cu (s) + Zn2+ 2+ (aq)(aq) El Zn se oxida (pierde electrones) y el CuEl Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+2+

se reduce (los gana).se reduce (los gana). Si hacemos que las reacciones de oxidación Si hacemos que las reacciones de oxidación

y reducción se produzcan en recipientes y reducción se produzcan en recipientes separados, los electrones circularán separados, los electrones circularán (corriente eléctrica).(corriente eléctrica).

3737

Tipos de electrodos.

Se llama así a cada barra metálica Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos:metal. En una pila hay dos electrodos:

ÁnodoÁnodo:: Se lleva a cabo la Se lleva a cabo la oxidaciónoxidación Allí van los aniones. Allí van los aniones. En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.

CátodoCátodo:: Se lleva a cabo la Se lleva a cabo la reducción reducción Allí van los cationes. Allí van los cationes. En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.

3838

Pila Daniell. Pila Daniell.

Consta de dos Consta de dos semiceldassemiceldas

Una con un electrodo Una con un electrodo de Cu en una de Cu en una disolución de CuSOdisolución de CuSO44

Otra con un electrodo Otra con un electrodo de Znde Znen una disolución de en una disolución de ZnSOZnSO44..

© E

d. E

CIR

. Quí

mic

a 2º

Bac

h.

3939

Están unidas por un Están unidas por un puente salino que puente salino que evita que se acumulen evita que se acumulen cargas del mismo cargas del mismo signo en cada signo en cada semicelda. semicelda.

Entre los dos Entre los dos electrodos se genera electrodos se genera una diferencia de una diferencia de potencial que se potencial que se puede medir con un puede medir con un voltímetro.voltímetro.

© Ed. ECIR. Química 2º Bach.

Pila Pila

Daniell Daniell

4040

Representación esquemática de Representación esquemática de una pilauna pila

La pila anterior se representaría:La pila anterior se representaría:

Ánodo Ánodo Puente salino CátodoPuente salino Cátodo

Zn (s) Zn (s) ZnSO ZnSO4 4 (aq) (aq) CuSO CuSO4 4 (aq) (aq) Cu (s) Cu (s)

ÁnodoÁnodo se lleva a cabo la se lleva a cabo la oxidación:oxidación: Zn – 2 e Zn – 2 e – – Zn Zn2+2+..

CátodoCátodo se lleva a cabo la se lleva a cabo la reducción:reducción: CuCu2+2+ + 2 e + 2 e – – Cu. Cu.

4141

Pilas comerciales.Pilas comerciales.

(Imágenes cedidas por © Grupo ANAYA. S.A. Química 2º Bachillerato)

Alcalina

De mercurio (botón) Salina

4242

Potencial de reducción.Potencial de reducción. Las pilas producen una diferencia de potencial Las pilas producen una diferencia de potencial

((EEpilapila) que puede considerarse como la diferencia ) que puede considerarse como la diferencia

entre los potenciales de reducción de los dos entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman. electrodos que la conforman.

Consideraremos que cada semireacción de Consideraremos que cada semireacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas Etodas las pilas Ecatodo catodo > E> Eánodoánodo..

pila catodo cnodoE E E

4343

Potencial de reducción (cont).Potencial de reducción (cont).

Cada pareja de sustancia oxidante-reductora Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida.en su forma oxidada o reducida.

El que se encuentre en una u otra forma El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.oxidante-reductora.

¿Qué especie se reducirá?¿Qué especie se reducirá? Sencillamente, la que tenga un mayor Sencillamente, la que tenga un mayor

potencial de reducción.potencial de reducción.

4444

Electrodos de Hidrógeno.Electrodos de Hidrógeno.

Al potencial de reducción del electrodo de Al potencial de reducción del electrodo de hidrógeno se le asigna por convenio un hidrógeno se le asigna por convenio un potencial de 0’0 V para [Hpotencial de 0’0 V para [H++] = 1 M.] = 1 M.

Reac. de reducción:Reac. de reducción: 2 H 2 H+ + + 2 e+ 2 e– – H H22

Un electrodo de hidrógeno es una lámina Un electrodo de hidrógeno es una lámina de platino sobre el que se burbujea Hde platino sobre el que se burbujea H22 a a

una presión de 1 atm a través de una una presión de 1 atm a través de una disolución 1 M de Hdisolución 1 M de H++..

4545

Tabla de Tabla de potenciales potenciales de de reducciónreducción

SistemaSistema SemirreacciónSemirreacción E° (E° (VV) )

LiLi++ / Li / Li LiLi++ 1 e 1 e–– Li Li ––3,043,04

KK++ / K / K KK++ + 1 e + 1 e–– K K ––2,922,92

CaCa2+2+ /Ca /Ca CaCa2+2++ 2 e+ 2 e–– Ca Ca ––2,872,87

NaNa++ / Na / Na NaNa+++ 1 e+ 1 e–– Na Na ––2,712,71

MgMg2+2+ / Mg / Mg MgMg2+2++ 2 e+ 2 e–– Mg Mg ––2,372,37

AlAl3+3+ / Al / Al AlAl3+ 3+ + 3 e+ 3 e–– Al Al ––1,661,66

MnMn2+2+ / Mn / Mn MnMn2+2+ + 2 e + 2 e–– Mn Mn ––1,181,18

ZnZn2+2+ / Zn / Zn ZnZn2+2++ 2 e+ 2 e–– Zn Zn ––0,760,76

CrCr3+3+ / Cr / Cr CrCr3+3+ + 3 e + 3 e–– Cr Cr ––0,740,74

FeFe2+2+ / Fe / Fe FeFe2+2+ + 2 e + 2 e–– Fe Fe ––0,410,41

CdCd2+2+ / Cd / Cd CdCd2+2+ + 2 e + 2 e–– Cd Cd ––0,400,40

NiNi2+2+ / Ni / Ni NiNi2+2+ + 2 e + 2 e–– Ni Ni ––0,250,25

SnSn2+2+ / Sn / Sn SnSn2+2+ + 2 e + 2 e–– Sn Sn ––0,140,14

PbPb2+2+ / Pb / Pb PbPb2+2+ + 2 e + 2 e–– Pb Pb ––0,130,13

HH++ / H / H22 2 H2 H++ + 2 e + 2 e–– H H22 0,000,00

CuCu2+2+ / Cu / Cu CuCu2+2+ + 2 e + 2 e–– Cu Cu 0,340,34

II2 2 / I/ I–– II22 + 2 e + 2 e–– 2 I 2 I–– 0,530,53

MnOMnO44

––/MnO/MnO22 MnOMnO

44––

` `+ 2 H+ 2 H22O + 3 eO + 3 e–– MnO MnO

2 2 + 4 OH+ 4 OH–– 0,530,53

HgHg2+2+ / Hg / Hg HgHg2+2+ + 2 e + 2 e–– 2 Hg 2 Hg 0,790,79

AgAg++ / Ag / Ag AgAg++ + 1 e + 1 e–– Ag Ag 0,800,80

BrBr2 2 / Br/ Br–– BrBr

22 + 2 e + 2 e–– 2 Br 2 Br–– 1,071,07

ClCl2 2 / Cl/ Cl–– ClCl

22 + 2 e + 2 e–– 2 Cl 2 Cl–– 1,361,36

AuAu3+3+ / Au / Au AuAu3+3+ + 3 e + 3 e–– Au Au 1,5001,500

MnOMnO44

– – / Mn/ Mn2+2+ MnOMnO44

–– ` `+ 8 H+ 8 H+++ 5 e+ 5 e–– Mn Mn2+2+

+ 2 H+ 2 H22O O 1,511,51

4646

Metales frente a ácidos.Metales frente a ácidos. Según sea el potencial de reducción del metal menor o mayor Según sea el potencial de reducción del metal menor o mayor

que 0 reaccionará o no reaccionará con los ácidos para [H+] = que 0 reaccionará o no reaccionará con los ácidos para [H+] = 1 M. 1 M.

Toda pareja oxidante-reductora que tenga más tendencia a Toda pareja oxidante-reductora que tenga más tendencia a reducirse que los Hreducirse que los H++ tendrán un potencial de reducción E > 0. tendrán un potencial de reducción E > 0. Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones

normales: Cu + 2 Hnormales: Cu + 2 H++ no reacciona. no reacciona. Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos tendencia a Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos tendencia a

reducirse que los Hreducirse que los H++ tendrán un potencial de reducción E < 0. tendrán un potencial de reducción E < 0. Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno: Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno:

Zn + 2 HZn + 2 H++ Zn Zn2+2+ + H + H22

4848

Ejemplo:Ejemplo: Decir si será espontánea la siguiente Decir si será espontánea la siguiente reacción redox: Clreacción redox: Cl22(g) + 2 I(g) + 2 I–– (aq) (aq) 2Cl 2Cl–– (aq) + I (aq) + I22

(s)(s)

La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones: RedRed. (cátodo): . (cátodo): ClCl22(g) + 2e(g) + 2e–– 2Cl 2Cl––(aq) (aq)

Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): 2 I 2 I––(aq) (aq) I I22 (s) + 2e (s) + 2e– –

Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que EEpilapila > 0: > 0:

EEpila pila = E= Ecatodo catodo – E– Eánodo ánodo = +1’36 V – 0’54 V = = +1’36 V – 0’54 V =

= +0’72 V > 0= +0’72 V > 0 luego es luego es espontáneaespontánea (las moléculas de Cl (las moléculas de Cl22 tienen más tienen más

tendencia a reducirse que las de Itendencia a reducirse que las de I22).).

4949

Ejercicio D:Ejercicio D: Una pila consta de un electrodo de Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NOMg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO33))22

y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNOAgNO3 3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de

ánodo y cuál será el voltaje de la pila ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente?correspondiente? ¿Qué especie se reduce?¿Qué especie se reduce? La que tenga mayor potencial de reducción. La que tenga mayor potencial de reducción.

En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.V del Mg.

RedRed. (cátodo): . (cátodo): AgAg++(aq) + 1e(aq) + 1e–– Ag(s) Ag(s) Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): Mg(s) Mg(s) Mg Mg2+2+(aq) + 2e(aq) + 2e– –

EEpila pila = E= Ecatodo catodo – E– Eánodo ánodo = +0,80 V – (–2,37 V)= +0,80 V – (–2,37 V)

EEpilapila= 3,17 V= 3,17 V

5050

Ejercicio E:Ejercicio E: Dada la Dada la siguiente tabla de potencia-siguiente tabla de potencia-les normales expresados en voltios:les normales expresados en voltios:a)a) Escriba el nombre de: Escriba el nombre de: -La forma reducida del oxidante más fuerte. -La forma reducida del oxidante más fuerte.

-Un catión que pueda ser oxidante-Un catión que pueda ser oxidante y reductor. y reductor.

-La especie más reductora.-La especie más reductora.-Un anión que pueda ser oxidante -Un anión que pueda ser oxidante y reductor. y reductor.

b)b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entre especies de la tabla que correspondan a: entre especies de la tabla que correspondan a:

-Una oxidación de un catión por un anión. -Una oxidación de un catión por un anión.

-Una reducción de un catión por un anión.-Una reducción de un catión por un anión.

Cuestión de Selectividad

(Junio 98)

Cuestión de Selectividad

(Junio 98)

Par redox E0 (V)Cl2 / Cl– 1,35 ClO4

–/ClO3– 1,19

ClO3–/ClO2

– 1,16

Cu2+/Cu0 0,35 SO3

2–/ S2– 0,23SO4

2– / S2– 0,15

Sn 4+/Sn2+ 0,15 Sn2+ / Sn0 -0,14

Cl–

Sn2+

Sn0

ClO3–

ClO3– + Sn2+ + 2 H+ ClO2

– + Sn4+ + H2O

S2– + 4 Cu2+ + 4 H2O SO42– + 8 H+ + 4 Cu

5151

ElectrólisisElectrólisis

Cuando la reacción redox no es espontánea en un Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido, podrá suceder si desde el exterior se sentido, podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones.suministran los electrones.

En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de Magnesio hacía de ánodo y se oxidaba frente al de Magnesio hacía de ánodo y se oxidaba frente al de plata que hacía de cátodo formando una pila de plata que hacía de cátodo formando una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la formación de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la formación de Mg(s) (reducción) Mg(s) (reducción) si desde el exterior se si desde el exterior se suministran los 3,17 V que se necesitan vencer suministran los 3,17 V que se necesitan vencer (por ejemplo usando una pila que proporcione (por ejemplo usando una pila que proporcione mayor voltaje).mayor voltaje).

5252

Aplicaciones de la electrólisis.Aplicaciones de la electrólisis.

Se utiliza industrialmente para obtener Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de utilizando la electricidad como fuente de energía.energía.

Se llama galvanoplastia al proceso de Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal:fina de otro metal:

Ejemplo:Ejemplo: Zn Zn2+2+ + 2 e + 2 e– – Zn (cincado) Zn (cincado)(en este caso los electrones los suministra la (en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)corriente eléctrica)

5353

Aplicaciones de la electrólisis.Aplicaciones de la electrólisis.

© Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato.

Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.

5454

Comparación de la polaridad Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y de los electrodos en pilas y

electrólisis.electrólisis.© ECIR. Química 2º Bachillerato

5555

Electrólisis. Ecuación de Electrólisis. Ecuación de Faraday.Faraday.

La carga de un electrón es de 1’6 La carga de un electrón es de 1’6 xx 10 10–19–19 C y la C y la de 1 mol de electrones (6’02 de 1 mol de electrones (6’02 xx 10 102323) es el ) es el producto de ambos números: 96500 C = 1 F.producto de ambos números: 96500 C = 1 F.

Con un mol de electrones se es capaz de Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente o ½reducir 1 mol de metal monovalente o ½mol mol de metal divalente, es decir, un equivalente del de metal divalente, es decir, un equivalente del metal (Mmetal (Matat/valencia)./valencia).

1 equivalente precisa 96500 C1 equivalente precisa 96500 Cnneqeq (m (g)/M (m (g)/Meqeq) precisarán Q) precisarán Q

5656

Ecuación de Faraday (cont.).Ecuación de Faraday (cont.).

De la proporción anterior se deduce:De la proporción anterior se deduce: m Qm Q

nneqeq = —— = ————— = —— = ————— M Meqeq 96500 C/eq 96500 C/eq

De donde, sustituyendo Q por I · t (más De donde, sustituyendo Q por I · t (más fáciles de medir) y despejando “m” se fáciles de medir) y despejando “m” se obtiene:obtiene:

-( )

96500 º 96500eq at

M I t M I tm g

n e

5757

Ejemplo:Ejemplo: Se realiza la electrólisis de un Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.el cátodo.

El tricloruro en disolución estará disociado:El tricloruro en disolución estará disociado: FeCl FeCl33 3 Cl 3 Cl–– + Fe + Fe3+3+

La reducción será: FeLa reducción será: Fe3+3+ + 3 e + 3 e–– Fe Fe MMeqeq xx I I xx t (55,8/3) g/eq t (55,8/3) g/eq xx 10 A 10 A xx 3 3 xx

3600 s3600 sm (g) = ————— = —————————————m (g) = ————— = ————————————— 96500 C/eq 96500 C/eq 96500 C/eq96500 C/eq

m (g) = 20,82 gm (g) = 20,82 g

5858

Ejercicio F:Ejercicio F: Una corriente de 4 amperiosUna corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de circula durante 1 hora y 10 minutos a través de

dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a)a) Escriba las Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.células electrolíticas.b)b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eqy Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq -1-1

a)a) Cu Cu2+2+ + 2 e + 2 e–– Cu Cu ; ; AlAl3+3+ + 3 e + 3 e–– Al Al

b) b) M Meqeq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 sm (Cu) = ————— = ——————————— =m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g5,53 g 96500 C/eq 96500 C/eq 96500 C/eq 96500 C/eq

MMeqeq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 sm (Al) = ————— = ——————————— = m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g 1,57 g 96500 C/eq96500 C/eq 96500 96500 C/eqC/eq

Problema Selectividad

(Junio 98)

Problema Selectividad

(Junio 98)

5959

Ejercicio F:Ejercicio F: La figura adjunta representaLa figura adjunta representa una celda para la obtención de cloro mediante una celda para la obtención de cloro mediante

electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones: electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones: a)a) Escriba Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. b)b)Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción. Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción. c)c)La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se produce modificación del pH durante la electrólisis? ¿Por qué? produce modificación del pH durante la electrólisis? ¿Por qué? d)d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico? ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico?

Cuestión Selectividad (Reserva 98)


6060

Solución:Solución: a)a) Ánodo:Ánodo: 2 Cl 2 Cl– – (aq) (aq) Cl Cl2 2 (g) + 2 e(g) + 2 e–– (1)(1)

Cátodo: Cátodo: 2 H2 H+ + (aq)(aq) + 2 e+ 2 e– – H H2 2 (g) (g) (2)(2)

b)b) Oxidación: Oxidación: ánodo ánodo (1)(1). Reducción: cátodo . Reducción: cátodo (2)(2).. c)c) Al ir disminuyendo [HAl ir disminuyendo [H+ + ], el pH va aumentando puesto ], el pH va aumentando puesto

que los OHque los OH– – traspasan el diafragma poroso para traspasan el diafragma poroso para compensar la perdida de Clcompensar la perdida de Cl––..

d)d) Porque el potencial de reducción del HPorque el potencial de reducción del H22 es mayor que es mayor que

el del Na. y se precisa menos voltaje para que se el del Na. y se precisa menos voltaje para que se produzca la electrólisis. produzca la electrólisis. El del HEl del H2 2 [2 H[2 H+ + (aq)(aq) + 2e+ 2e– – H H22 (g)] es 0,0 V y se toma (g)] es 0,0 V y se toma

como unidad, mientras que el del Na como unidad, mientras que el del Na [Na[Na+ + (aq)(aq) + 1e+ 1e– – Na (s)] es negativo (el Na, al ser un Na (s)] es negativo (el Na, al ser un metal alcalino es muy fácilmente oxidable).metal alcalino es muy fácilmente oxidable).



6161

Electrólisis del NaClElectrólisis del NaCl La reacción 2 Na + ClLa reacción 2 Na + Cl2 2 2 NaCl es una reacción 2 NaCl es una reacción

espontánea puesto que E(Clespontánea puesto que E(Cl22/2Cl/2Cl––) > E(Na) > E(Na++/Na) /Na)

Y lógicamente, la reacción contraria será no espontánea: 2 Y lógicamente, la reacción contraria será no espontánea: 2 NaCl NaCl 2 Na + Cl2 Na + Cl2 2

RedRed. (cátodo): . (cátodo): 2 Na2 Na++(aq) + 2e(aq) + 2e– – 2 Na (s) 2 Na (s) Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): 2Cl2Cl––(aq) (aq) Cl Cl22(g) + 2e(g) + 2e––

EEpila pila = E= Ecatodo catodo – E– Eánodo ánodo = –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 V= –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 V

El valor negativo de EEl valor negativo de Epila pila reafirma que la reacción no es reafirma que la reacción no es

espontánea. Pero suministrando un voltaje superior a 4’07 V espontánea. Pero suministrando un voltaje superior a 4’07 V se podrá descomponer el NaCl en sus elementos: Na y Clse podrá descomponer el NaCl en sus elementos: Na y Cl22

6363

Corrosión. Corrosión.

Gota de agua corroyendo una superficie de hierro.

© Ed. Santillana. Química 2º

Un problema muy importante Un problema muy importante es la corrosión de los metales; es la corrosión de los metales; por ejemplo, el hierro:por ejemplo, el hierro:

Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): Fe (s) Fe (s) Fe Fe2+2+(aq) + 2e(aq) + 2e– –

RedRed. (cátodo): . (cátodo): OO22(g) + 4 H(g) + 4 H++(aq) + 4e(aq) + 4e– – 2 H 2 H22O(l)O(l)

En una segunda fase el FeEn una segunda fase el Fe2+2+ se oxida a Fese oxida a Fe3+3+ : :4 Fe4 Fe2+2+(aq) + O(aq) + O22(g) + 4 H(g) + 4 H22O(l) O(l) 2 2

FeFe22OO33(s) + 8 H(s) + 8 H++(aq)(aq)

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Protección catódica.Protección catódica. Sirve ara prevenir la Sirve ara prevenir la

corrosión.corrosión. Consiste en soldar a Consiste en soldar a

la tubería de hierro a la tubería de hierro a un ánodo de Mg que un ánodo de Mg que forma una pila con el forma una pila con el Fe y evita que éste Fe y evita que éste se oxide, ya que que se oxide, ya que que quien se oxida es el quien se oxida es el Mg.Mg.

Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.

© Grupo ANAYA S.A. Química 2º.

1 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES (Reacciones Redox) Unidad 9.

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