Guia de Redox

7/25/2019 Guia de Redox

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Unidad 5: Oxidacin-Reduccin UNIVERSIDAD DEL ZULIA-FEC

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OXIDACIN-REDUCCIN

CONTENIDOS.

1.- Estado de oxidacin.2.- Concepto de oxidacin y reduccin.2.1. Oxidantes y reductores.

3.- Ajuste de ecuaciones redoxpor el mtodo del in-electrn. Estequiometra.3.1. Reacciones en medio cido.3.2. Reacciones en medio bsico.

4.- Valoraciones de oxidacin-reduccin.5.- Pilas electroqumicas (clulas galvnicas).

5.1. Tipos de electrodos.5.2. Pilas Daniell5.3. Pilas y bateras comerciales.

6.- Potenciales de reduccin estndar. Escala de potenciales.6.1. Determinacin del voltaje de una pila electroqumica.6.2. Electrodo de hidrgeno. Pilas con hidrgeno.6.3. Espontaneidad de los procesos redox.

7.- Electrlisis.7.1. Aplicaciones.7.2. Comparacin de la polaridad de los electrodos en pilas y electrlisis.7.3. Ecuacin de Faraday.

8.- Aplicaciones industriales de procesos redox:8.1. Electrlisis del cloruro de sodio.8.2. Siderurgia y obtencin de metales.8.3. Corrosin.

8.4. Proteccin catdica.

ESTADO DE OXIDACIN (E.O.) (O NMERO DE OXIDACIN).

Es la carga que tendra un tomo si todos sus enlaces fueran inicos , es decir,considerando todos los enlaces covalentes polares como si en vez de tener fracciones decarga tuvieran cargas completas.

En el caso de enlaces covalentes polares habra que suponer que la pareja de elec-trones compartidos estn totalmente desplazados hacia el elemento ms electronegativo.

El E.O. no tiene porqu ser la carga real que tiene un tomo, aunque a veces coinci-de.

Principales estados de oxidacin.

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

El oxgeno (O) en xidos, cidos y sales oxcidas tiene E.O. =2.

El hidrgeno (H) tiene E.O. =1 en los hidruros metlicos y +1 en el resto de loscasos que son la mayora.

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


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Ejemplos

CO2: el tomo de C forma dos enlaces covalentes con dos tomos de O ms elec-tronegativo que l. Comparte los 4e

, pero para saber cuales son los E.O. hay que supo-

ner que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendra el C sera

+4 y la del O 2 E.O. (C) = +4; E.O. (O) =2.

El S tiene estados de oxidacin +2, +4 y +6 segn comparta 2, 4 o los 6 electronesde valencia con un elemento ms electronegativo (por ejemplo O).

Clculo de estado de oxidacin (E.O.).

La suma de los E.O. de una molcula neutra es siempre 0 y de un ion es igual a sucarga elctrica.

Ejemplo de clculo de estados de oxidacin (E.O.).

Calcular el E.O. del S en ZnSO4E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = 2;

+2 + E.O.(S) + 4 (2) = 0 E.O.(S) = +6

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

DEFINICIN DE OXIDACIN Y REDUCCIN.

El trmino OXIDACIN comenz a usarse para indicar que un compuesto incre-mentaba la proporcin de tomos de Oxgeno.

Igualmente, se utiliz el termino de REDUCCINpara indicar una disminucin en laproporcin de oxgeno.

Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia deOxgeno. Se utilizan las siguientes definiciones:

OXIDACIN:Prdida de electrones (o aumento en el nmero de oxidacin). REDUCCIN:Ganancia de electrones (o disminucin en el nmero de oxidacin).

Siempre que se produce una oxidacindebe producirse simultneamente una re-duccin. Cada una de estas reacciones se denomina semirreaccin.

Ejemplos:

a) Si introducimos un electrodo de cobre enuna disolucin de AgNO3, de manera espontneael cobre se oxidar pasando a la disolucin comoCu

2+, mientras que la Ag

+de la misma se reducir

pasando a ser plata metlica: a) Cu Cu2+

+ 2e

(oxidacin); b) Ag++ 1e

Ag (reduccin).

Imagen cedida por Grupo ANAYA S.A.Qumica 2 de Bachillerrato


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b) Igualmente, al introducir una lminade cinc en una disolucin de Pb(NO3)2, stase recubre de una capa de plomo: Zn Zn

2++ 2e

(oxidacin); Pb

2++ 2e

Pb (reduc-

cin).

c) Al aadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se

desprende H2(g) que, al ser un gas inflamable, produce unapequea explosin al acercarle un cerilla encendida.

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Ejemplo:

Comprobar que la reaccin de formacin de hierro: Fe2O3+ 3 CO 2 Fe + 3 CO2es unareaccin redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y despus de la reaccin.

Reduccin: El Fe disminuye su E.O. de +3 a 0 luego se reduce (cada tomo deFe captura 3 electrones).

Oxidacin: El C aumenta su E.O. de +2 a +4 luego se oxida (en este caso pasade compartir 2e

con el O a compartir los 4 electrones).

OXIDANTES Y REDUCTORES

OXIDANTE:Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que sta se reduce. REDUCTOR: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que sta se oxida.

Ejemplo:

Reaccin: Zn + 2 Ag+Zn

2++ 2Ag

Oxidacin: Zn (reductor)Zn2++ 2e

Reduccin:Ag+(oxidante) + 1eAg

Ejercicio A (Selectividad. Madrid Previo 1998):

Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de que tipo son:a)Cloruro de hidrgeno ms amoniaco. b) Carbonato clcico ms calor. c ) Cloro ms so-dio. d)cido sulfrico ms zinc metal.

AJUSTE DE REACCIONES REDOX (MTODO DEL ION-ELECTRN)

Se basa en la conservacin tanto de la masa como de la carga (los electrones quese pierden en la oxidacin son los mismos que los que se ganan en la reduccin).

Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y despus igualar el n

de e

de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.

Fe2O3+ 3 CO 2 Fe + 3 CO2

E.O.: +3 2 +2 2 0 +4 2
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Etapas en el ajuste redox

Ejemplo:

Zn + AgNO3 Zn(NO3)2+ Ag

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

Zn(0)Zn(+2); Ag (+1) Ag (0)

Segunda:Escribir semirreacciones con molculas o iones que existan realmente en diso-lucin ajustando el n de tomos: (Zn, Ag

+, NO3

, Zn

2+, Ag)

Oxidacin: Zn Zn2++ 2e

Reduccin:Ag++ 1eAg

Tercera:Ajustar el n de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, stosdesaparezcan.

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

Oxidacin: Zn Zn2++ 2eReduccin:2Ag++ 2e2Ag

R. global:Zn + 2Ag++ 2eZn2++ 2Ag + 2e

Cuarta:Escribir la reaccin qumica completa utilizando los coeficientes hallados y aa-diendo las molculas o iones que no intervienen directamente en la reaccin redox (enel el ejemplo, el ion NO3

) y comprobando que toda la reaccin queda ajustada:

Zn + 2 AgNO3Zn(NO3)2+ 2 Ag

Si la reaccin se produce en disolucin acuosa, aparecen iones poliatmicos con O(ej SO4

2), y el ajuste se complica pues aparecen tambin iones H

+, OH

as como mol-

culas deH2O.

Ajuste redox en medio cido.

En medio cido los tomos de O que se pierdan en la reduccin van a parar al agua(los que se ganen en la oxidacin provienen del agua). Los tomos de H provienen delcido.

Ejemplo:

KMnO4+ H2SO4+ KI MnSO4+ I2 + K2SO4+ H2O.

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

+1+72 +1+62 +11 +2+62 0 +1 +62 +12KMnO4+ H2SO4+ KI MnSO4+ I2 + K2SO4+ H2O


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Molculas o iones existentes en la disolucin:

KMnO4K++ MnO4

H2SO42 H++ SO4

2

KI K++I

MnSO4Mn2++ SO42 K2SO42K

++ SO4

2

I2 y H2O estn sin disociar.

Segunda:Escribir semirreacciones con molculas o iones que existan realmente en diso-lucin ajustando el n de tomos:

Oxidacin: 2 II2+ 2e

Reduccin:MnO4 + 8 H

++ 5e

Mn

2++ 4 H2O

Los 4 tomos de O del MnO4

han ido a parar al H2O, pero para formar sta se hannecesitado adems 8 H+.

Tercera:Ajustar el n de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, stosdesaparezcan:

Oxidacin: 5 x(2 II2+ 2e)

Reduccin:2 x(MnO4

+ 8 H+

+ 5eMn

2++ 4 H2O

Reac. global:10 I+ 2 MnO45 I2 + 2 Mn

2++ 8 H2O+ 16 H

+

Cuarta:Escribir la reaccin qumica completa utilizando los coeficientes hallados y aa-diendo las molculas o iones que no intervienen directamente en la reaccin redox:

2KMnO4+8H2SO4+10KI 2MnSO4+ 5I2 + 6K2SO4+ 8H2O

La 6 molculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reaccin redox) se ob-tienen por tanteo.

Ejercicio B (Selectividad. Madrid Previo 1998):

a)Ajuste la siguiente reaccin escribiendo las semirreacciones de oxido-reduccin que se

producen HClO + NaCl NaClO + H2O + Cl2 ;b)Calcule el volumen de disolucin decido hipocloroso 0,1 M que sera necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro.Datos: Masas atmicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1

Ajuste redox en medio bsico

En medio bsico los tomos de O que se ganan en la oxidacin (o pierden en la re-duccin) provienen de los OH

(en doble nmero),

formndose o necesitndose tantas

molculas de H2O como tomos de oxgeno se ganen o pierdan, respectivamente.

Ejemplo:

Cr2(SO4)3+ KClO3+ KOH K2CrO4+ KCl+ K2SO4+ H2O
http://localhost/var/www/apps/conversion/tmp/AppData/Local/Temp/AppData/Local/Temp/Ej_05_sol.doc#Sol_Bhttp://localhost/var/www/apps/conversion/tmp/AppData/Local/Temp/AppData/Local/Temp/Ej_05_sol.doc#Sol_B


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VALORACIN REDOX

Es similar a la valoracin cido base. Hay que determinar el nmero de moles deespecie oxidante y reductora que reaccionan entre s. Para ello, si a es el n de electro-nes que captura la especie oxidante y b los que pierde la especie reductora, sin necesi-

dad de ajustar la ecuacin completa, sabremos que a moles de especie reductora reac-cionan con b moles de especie oxidante. Lgicamente, es necesario conocer qu esp e-cies qumicas son los productos de la reaccin y no slo conocer los reactivos.

Esto se comprueba fcilmente en el siguiente:

Ejemplo:

Se valoran 50 ml de una disolucin de FeSO4aciduladacon H2SO4con 30 ml de KMnO40,25 M.Cul ser la concentracin del FeSO4 si el MnO4

pasa a Mn2+?

Reduccin: MnO4

+ 8 H+

+ 5 e

Mn2+

+ 4 H2OOxidacin:Fe2+Fe3++ 1 e

Como el MnO4

(oxidante) precisa de 5 e

para reducirse y el Fe2+

(reductor) pierde1 e

, sabemos que 5 moles de FeSO4reaccionan por cada mol de KMnO4

En general y en el caso de disoluciones: n = V xMolaridad

As, aplicando la proporcin estequiomtrica:

( ) ( )

[ ] [ ] red ox

a mol reductor b mol oxidante

V reductor V oxidante

Como a = n eganados y b = n e

perdidos:

- -

(ne perd.) (ne gan.)[ ] [ ]ox red

V oxidante b V reductor a

En el ejemplo:

44

[ ] . 30 0,25 5[FeSO ] =

50 1 .

ox

red

V KMnO n e gan ml M

mlV n e perd

0,75M

Todava puede verse, al igual que en cido-base, el concepto de masa equivalente,y el de normalidad. Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o reduc-tora hay que dividir su masa molecular por el n de e

ganados o perdidos:

eq

MM

n e

De esta manera: neq(oxidante) = neq(reductora)

Es decir: V (ox.) xN (ox.)= V (red.)xN (red.)


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Para saber cual es la masa equivalente, adems de saber de qu sustancia se trata,es necesario conocer en qu sustancia se transforma (semirreaccin).

En el ejemplo: N(KMnO4) = 0,25 Mx5 = 1,25 N

24 4 4 4 4(MnO ) (Fe ) (KMnO ) (KMn ) (FeSO ) (FeSO )eq eqn n V N O V N

4

30 1,25( ) 0,75

50

ml NN FeSO N

mlMo lar id ad = M0,75

Ejercicio C (Selectividad. Madrid Reserva 1998):

Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con cido clorhdrico se obtienen,entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a)Ajuste y complete lareaccin. Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor. b) Calcule el volu-men de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendr al hacer reaccionar100 g de permanganato de potasio con exceso de cido clorhdrico. Masas atmi-cas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K-1mol-1.

TIPOS DE REACCIONES REDOX (SEGN SU ESPONTANEIDAD).

Reacciones espontneas: Se produce energa elctrica a partir de la energa li-berada en una reaccin qumica): Pilas voltaicas

Reacciones no espontneas:Se producen sustancias qumicas a partirde energa elctrica suministrada): Electrlisis

PILAS VOLTAICAS (CLULAS GALVNICAS).Si se introduce una barra de Zn en una disolucin de CuSO 4(Cu

2++ SO4

2) se pro-

ducir espontneamente la siguiente reaccin:

Cu2+

(aq) + Zn (s)Cu (s) + Zn2+ (aq)

El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+

se reduce (los gana).

Si hacemos que las reacciones de oxidacin y reduccin se produzcan en recipien-tes separados (semiceldas), y las conectamos ente s para que los electrones perdidos enla oxidacin del Zn circulen por el exterior y sean los que producen la reduccin del Cu

2+a

Cu, tendremos una pila, puesto que la circulacin e electrones es precisamente la co-rriente elctrica.

Tipos de electrodos.

Se llama as a cada barra metlica sumergida en una disolucin del mismo metal. Enuna pila hay dos electrodos:

nodo: Se lleva a cabo la oxidacin(all van los aniones). En el ejemplo anteriorsera el electrodo de Zn.

Ctodo: Se lleva a cabo la reduccin (all van los cationes). En el ejemplo ante-rior sera el electrodo de Cu.
http://localhost/var/www/apps/conversion/tmp/AppData/Local/Temp/AppData/Local/Temp/Ej_05_sol.doc#Sol_Chttp://localhost/var/www/apps/conversion/tmp/AppData/Local/Temp/AppData/Local/Temp/Ej_05_sol.doc#Sol_C


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Pila Daniell.

Consta de dos semiceldas, una con un electrodo de Cu en una disolucin de CuSO 4y otra con un electrodo de Zn en una disolucin de ZnSO4.

Estn unidas por un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo sig-no en cada semicelda.

Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medircon un voltmetro.

Representacin esquemtica de una pila

La pila anterior se representara:

Pilas comerciales.

Hay varios tipos conocidos:

Salinas (suelen ser de Zn/C)

Alcalinas(suelen ser de Zn/Mn) Recargables (suelen ser de Cd/Ni)

nodo Puente salino CtodoZn (s)| ZnSO4 (aq)|| CuSO4 (aq)| Cu (s)

Salina Alcalina De mercurio(Imgenes cedidas por Grupo ANAYA. S.A. Qumica 2 Bachillerato)

Pila Daniell.(Imagen cedida por Ed. Santillana. 2 de Bachillerato)


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De Mercurio o de botn (suelen ser de Zn/Hg)

POTENCIAL DE REDUCCIN. ESCALA DE POTENCIALES.

Las pilas producen una diferen-

cia de potencial (Epila) que puedeconsiderarse como la diferencia entrelos potenciales de reduccin de losdos electrodos que la conforman:

pila catodo cnodo

E E E

Consideraremos que cada semirreac-cin de reduccin viene dada por unpotencial de reduccin. Como en el

ctodo se produce la reduccin, entodas las pilas Ecatodo > Enodo.

Cada pareja de sustancia oxi-dante-reductora tendr una mayor omenor tendencia a estar en su formaoxidada o reducida.

El que se encuentre en una uotra forma depender de la otra pare-ja de sustancia oxidante-reductora.

Qu especie se reducir? Sencillamente, la que tenga un mayor potencial de re-duccin.

Electrodo de hidrgeno. Pilas con hidrgeno.

Al potencial de reduccin del electrodo de hidrgeno se le asigna por convenio unpotencial de 0,0 V.

Reaccin de reduccin:2 H+ + 2 eH2

Un electrodo de hidrgeno es una lmina de platino sobre el que se burbujea H 2auna presin de 1 atma travs de una disolucin 1 M de H+. aadir

Toda pareja oxidante-reductora que tenga ms tendencia a reducirse que los H+

tendrn un potencial de reduccin E> 0. Igualmente, toda pareja oxidante-reductora quetenga menos tendencia a reducirse que los H

+tendrn un potencial de reduccin E< 0.

En la tabla adjunta se muestran muchos de los potenciales de reduccin. Si quieresver ms ve a la pgina:http://www.shodor.org/unchem/advanced/redox/redoxcalc.html.

Algunos potenciales normales de reduccin (25 C)Sistema Semirreaccin E (V)

Li+/ Li Li

+1 e

Li 3,04

K+/ K K

++ 1 e

K 2,92

Ca2+

/Ca Ca2+

+ 2 eCa 2,87

Na+/ Na Na

++ 1 e

Na 2,71

Mg2+

/ Mg Mg2+

+ 2 eMg 2,37

Al3+

/ Al Al3+

+ 3 eAl 1,66

Mn2+

/ Mn Mn2+

+ 2 eMn 1,18

Zn2+

/ Zn Zn2+

+ 2 eZn 0,76

Cr+/ Cr Cr

3++ 3 e

Cr 0,74

Fe2+

/ Fe Fe2+

+ 2 eFe 0,41

Cd2+

/ Cd Cd2+

+ 2 eCd 0,40

Ni2+/ Ni Ni2++ 2 eNi 0,25Sn

+/ Sn Sn

2++ 2 e

Sn 0,14

Pb2+

/ Pb Pb2+

+ 2 ePb 0,13

H+/ H2 2 H

++ 2 e

H2 0,00

Cu2+

/ Cu Cu2+

+ 2 eCu 0,34

I2 / I

I2+ 2 e2 I

0,53

MnO4/MnO2MnO4

`+ 2 H2O + 3 e

MnO2 + 4 OH

0,53

Hg2+

/ Hg Hg2+

+ 2 e2 Hg 0,79

Ag+/ Ag Ag

++ 1 e

Ag 0,80

Br2 / Br

Br2+ 2 e2 Br

1,07

Cl2 / Cl

Cl2+ 2 e2 Cl

1,36

Au3+

/ Au Au3+

+ 3 eAu 1,500

MnO4/ Mn2+ MnO4`+ 8 H++ 5 eMn2++ 2 H2O 1,51
http://www.shodor.org/unchem/advanced/redox/redoxcalc.htmlhttp://www.shodor.org/unchem/advanced/redox/redoxcalc.htmlhttp://www.shodor.org/unchem/advanced/redox/redoxcalc.htmlhttp://www.shodor.org/unchem/advanced/redox/redoxcalc.html


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Segn sea el potencial de reduccin del metal menor o mayor que 0 reaccionar ono reaccionar con los cidos para [H

+] = 1 M.

Ejemplos:

Comportamiento de metales (Zn y Cu) frente a cidos.

Zn + 2 H+Zn

2++ H2

Cu + 2 H+no reacciona

Decir si ser espontnea la siguiente reaccin redox: Cl2(g) + 2 I(aq) 2Cl(aq) + I2(s)

La reaccin dada es la suma de las siguientes semirreacciones:

Red. (ctodo):Cl2(g)+ 2e2Cl

(aq)Oxid. (nodo):2 I(aq)I2(s)+ 2e

Para que la reaccin sea espontnea tiene que cumplirse que Epila > 0:

Epila = EcatodoEnodo = +1,36 V0,54 V= +0,72 V> 0

luego es espontnea(las molculas de Cl2tienen ms tendencia a reducirse que lasde I2).

Ejercicio D:

Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolucin 1 M de Mg(NO3)2yun electrodo de Ag en una disolucin 1 M de AgNO3 . Qu electrodo actuar de ctodo yde nodo y cul ser el voltaje de la pila correspondiente?

(Imagen cedida por Santillana. Qumica 2 Bachillerato)
http://localhost/var/www/apps/conversion/tmp/AppData/Local/Temp/AppData/Local/Temp/Ej_05_sol.doc#Sol_Dhttp://localhost/var/www/apps/conversion/tmp/AppData/Local/Temp/AppData/Local/Temp/Ej_05_sol.doc#Sol_D


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Ejercicio E (Selectividad. Madrid Junio1998):

Dada la siguiente tabla de potenciales normales expresados en vol-tios: a) Escriba el nombre de: I)-La forma reducida del oxidante msfuerte; II) Un catin que pueda ser oxidante y reductor; III) La especiems reductora; IV) Un anin que pueda ser oxidante y reductor.b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontneas entre es-pecies de la tabla que correspondan a: I) Una oxidacin de un catinpor un anin; II) Una reduccin de un catin por un anin.

ELECTRLISIS

Cuando la reaccin redox no es espontnea en un sentido, podr suceder si desdeel exterior se suministran los electrones. En el ejercicio D anterior en el que el electrodode Magnesio haca de nodo (se oxidaba) frente al de plata que haca de ctodo forman-do una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la formacin de Mg(s) (reduccin) si desde

el exterior se suministran los 3,17 Vque se necesitan vencer (por ejemplo, usando unapila que proporcione mayor voltaje).

Aplicaciones de la electrlisis.

La electrlisis se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de di-chos metales, utilizando la electricidad como fuente de energa.

Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metlico con una capa finade otro metal:

Par redox E (V)Cl2/ Cl

1,35

ClO4

/ClO3

1,19

ClO

/ClO2

1,16

Cu

+

/Cu 0,35SO3

/ S

0,23

SO4/ S

0,15

Sn+/Sn

+ 0,15

Sn2+

/ Sn -0,14

Electrorrefinado del Cu. Electrodeposicin de AgImgenes cedidas por Editorial ECIR. Qumica 2 Bachillerato.
http://localhost/var/www/apps/conversion/tmp/AppData/Local/Temp/AppData/Local/Temp/Ej_05_sol.doc#Sol_Ehttp://localhost/var/www/apps/conversion/tmp/AppData/Local/Temp/AppData/Local/Temp/Ej_05_sol.doc#Sol_E


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Ejemplo:

Zn2+

+ 2 eZn (cincado) (en este caso los e

los suministra la corriente elctrica).

Comparacin de la polaridad de los electrodos en pilas y electrlisis.

Ecuacin de Faraday.

La carga de un electrn es de 1,6x1019

Cy la de 1 mol de electrones (6,02x1023) esel producto de ambos nmeros: 96500 C, conocido normalmente como 1 F (Faraday).

Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente, mien-tras que se precisarn 2 moles de e

para reducir un mol de metal divalente, etc En ge-

neral, si aes la carga del catin, se precisarn a moles de epara reducir un mol delcitado metal: M

a+(aq) + ae M(s)

Si se precisan 96500 C para generar 1 mol de e, se precisarn para generar a mo-

les de e

, necesarios para formar 1 mol de metal reducido. Aplicando una sencilla propor-cin, obtendremos que con Q culombios se formarn nmoles de metal. SustituyendoQ por I xt (ms fciles de medir) y despejando m se obtiene:

1 96500

( ) at

mol Metal a C

m g M Q

atM I t

m (g) =a 96500

Todava se sigue usando el concepto de Masa equivalente definido como:

at

eq

MM

x

de manera que la frmula queda tambin como:

Imagen cedida por ECIR. Qumica 2 Bachillerato


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eq

M I tm (g) =

96500

Ejemplo:

Se realiza la electrlisis de un disolucin de tricloruro de hierro, haciendo pasar una co-rriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el ctodo.

El tricloruro en disolucin estar disociado: FeCl33 Cl+ Fe

3+

La reduccin ser: Fe3+

+ 3 eFe

55,8 10 3600

( )96500 3 96500

at

gA s

M I t mol Mm g

a mol e C

mol M mol e

20,82 g

Ejercicio F (Selectividad. Madrid Junio 1998):

Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a travs de dos clulaselectrolticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,a)Escriba las reacciones que se producen en el ctodo de ambas clulas electrolticas.b)Calcule los gramos de cobre y aluminio metlicos que se habrn depositado. Da-tos: Masas atmicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday: F = 96500 Ceq-1

Ejercicio G (Selectividad. Madrid Reserva 1998):

La figura adjunta representa una celdapara la obtencin de cloro medianteelectrlisis. Conteste a las siguientescuestiones: a)Escriba las reaccionesque tienen lugar en el nodo y en elctodo. b)Seale cul es la de oxida-cin y cul la de reduccin. c)La diso-lucin inicial de cloruro sdico tiene unpH = 7. Se produce modificacin delpH durante la electrlisis? Por qu?d)Por qu se obtiene hidrgeno enlugar de sodio metlico?

APLICACIONES INDUSTRIALES DE PROCESOS REDOX.

Electrlisis del NaCl

La reaccin: 2 Na + Cl2 2 NaCles una reaccin espontnea puesto queE(Cl2/2Cl

) > E(Na

+/Na)

Imagen cedida por Santillana. Qumica 2 Bach.
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Lgicamente, la reaccin contraria ser no espontnea:

2 NaCl 2 Na + Cl2

Red. (ct,):2 Na+(aq) + 2e2 Na (s) Oxid. (nodo):2Cl(aq)Cl2(g) + 2e

Epila = EcatodoEnodo=2,71 V1,36 V=4,07 V

El valor negativo de Epila reafirma que la reaccin no es espontnea. Pero suminis-trando un voltaje superior a 4,07 Vse podr descomponer el NaCl en sus elementos: Na yCl2.

Corrosin

Un problema muy importante es la corrosin de los me-tales; por ejemplo, el hierro:

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

Red. (ctodo):O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4e2 H2O(l)

En una segunda fase el Fe2+

se oxida a Fe3+

:

4 Fe2+(aq)+ O2(g)+ 4 H2O(l) 2 Fe2O3(s)+ 8 H

+(aq)

Proteccin catdica.

Para prevenir la corrosin selleva a cabo la proteccin catdica que consiste en

soldar a la tuberade hierro a un nodo de Mg que forma una pila con el Fe y evita queste se oxide, ya que quien se oxida es el Mg.

Algu nos enlaces interesantes:

http://www.shodor.org/unchem/advanced/redox/redoxcalc.html http://www.terra.es/personal6/jgallego2/selectividad/quimica/Redox.htm(Ejercicios)

Gota de agua corroyendo unasuperficie de hierro.

Santillana. Qumica 2

Tubera protegida por un nodode Magnesio.

Grupo ANAYA S.A. Qumica 2.
http://www.shodor.org/unchem/advanced/redox/redoxcalc.htmlhttp://www.shodor.org/unchem/advanced/redox/redoxcalc.htmlhttp://www.terra.es/personal6/jgallego2/selectividad/quimica/Redox.htmhttp://www.terra.es/personal6/jgallego2/selectividad/quimica/Redox.htmhttp://www.terra.es/personal6/jgallego2/selectividad/quimica/Redox.htmhttp://www.shodor.org/unchem/advanced/redox/redoxcalc.html


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http://library.kcc.hawaii.edu/external/chemistry(Ejercicios redox con solucin en el apartado III) http://www.cmark-gip.es/jano/quimica/oxidred/oxidred1.htm(Ejercicios redox con soluciones)

Ejercicios

1.- Ajustar la ecuacin de la siguiente reaccin por el mtodo de in electrn:

(a)Fe2+ + MnO4-Fe

3+ + Mn

2+(medio cido); (b) Mn

2++ H2O2MnO2+ H2O

(medio bsico)

(c)Bi(OH)3 + SnO22-

SnO32-

+ Bi(medio bsico); (d)Cr2O7

2-+ C2O4

2-Cr

3++ CO2

(medio cido)

2.- Prediga si las siguientes reacciones ocurrirn espontneamente en disolucin acuosa a 25 C.

Suponga que la concentracin inicial de todas las especies disueltas es 1.0 M.

(a) Ca(s)+ Cd2+

(ac)Ca2+

(ac)+ Cd(s); (b)2Br-(ac)+ Sn

2+(ac)Br2(l)+Sn(s)

(c) 2Ag(s)+ Ni2+

(ac)2Ag+

(ac)+ Ni(s); (d) Cu+

(ac)+ Fe3+

(ac)Cu2+

(ac)+ Fe2+

(ac)

3.- Qu especie de cada par es mejor agente oxidante en condiciones de estado estndar? (a) Br2

Au3+

; (b) H2 Ag+

; (c) Cd2+

Cr3+

, (d) O2en medio cido O2en medio bsico.4.- Describa las caractersticas fundamentales de una celda galvnica. Por qu estn separados los

dos componentes de la celda?5.- Una celda galvnica consta de un electrodo de Mg en una disolucin de 1,0 Mde Mg(NO3)2y un

electrodo de Ag en una disolucin 1,0 M de AgNO3. Calcule la fem estndar de esta celda a 25C.6.- Justifique si los siguientes procesos son redox:

HCO3+ H

+CO2+ H2O

I2+ HNO3HIO3+ NO + H2O

Escriba las semiecuaciones de oxidacin y de reduccin en el que corresponda.

7.-Teniendo en cuenta los potenciales de reduccin estndar de los pares E(Cl 2/Cl) = 1,36 V y

E(Cu2+

/Cu) = 0,34 V: (a).Escriba la reaccin global de la pila que se podra construir. (b). Indique

cul es el ctodo y cul el nodo? (c). Cul es la fuerza electromotriz de la pila, en condicionesestndar?

8.-Considerando condiciones estndar a 25 C, justifique cules de las siguientes reacciones tienenlugar espontneamente y cules slo pueden llevarse a cabo por electrlisis:

(a) Fe2+

+ Zn Fe + Zn2+

; (b) I2+ 2Fe2+2I

+ 2 Fe

3+; (c) Fe + 2 Cr

3+Fe

2++ 2 Cr

2+

Datos: (Fe2+

/Fe) =0,44 V; (Zn2+

/Zn) =0,77 V; (Fe3+

/Fe2+

) = 0,77 V; (Cr3+

/Cr2+

) =0,42V; (I2/I

) = 0,53 V.
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