QUÍMICA GENERAL UNIDAD 4

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UNIDAD IV
 Reacciones de oxidación-reducción
Las reacciones redox son reacciones de transferencia de electrones
Las reacciones de oxidación-reducción comprenden desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores domésticos. Los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción. Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso.
Por ejemplo: Considere la formación del óxido de magnesio (MgO). En esta reacción, dos átomos de Mg ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de Oxigeno. Por conveniencia, este proceso se visualiza en dos etapas, una implica la pérdida de cuatro electrones de parte de los dos átomos de Mg, y la otra, la ganancia de los cuatro electrones por una molécula de O2. 
Cada una de estas etapas se denomina semirreacción, y explícitamente muestra los electrones transferidos en la reacción redox. La suma de las semirreacciones produce la reacción global: 
Reacción de oxidación: se refiere a la semirreacción que implica la pérdida de electrones. A su vez este se denomina agente reductor ya que al ceder electrones obliga a la otra especie a captarlos, por lo que incrementa su cantidad de electrones haciendo que se reduzca. 
Reacción de reducción: es una semirreacción que implica una ganancia de electrones. También denominado agente oxidante, ya que obliga a la otra especie a ceder electrones, es decir a oxidarse. 
Número de oxidación
También llamado estado de oxidación, significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente.
Reglas para asignar el número de oxidación:
1. En los elementos libres cada átomo tiene un número de oxidación de cero (H2, O2, P4).
2. Para los iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga del ion.
3. El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en peróxidos donde es -1.
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando forma hidruro, en ese caso es -1.
5. El número de oxidación de los metales alcalinos (elementos del grupo IA) es +1.
6. El número de oxidación de los metales alcalinos térreos (elementos del grupo IIA) es+2.
7. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero.
Tipos de reacciones redox
· Reacciones de combinación: es una reacción en la que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. 
Por ejemplo: 
· Reacciones de descomposición: son lo opuesto de las reacciones de combinación. Es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes. 
Por ejemplo: 
· Reacciones de combustión: es una reacción en la cual la sustancia reacciona con el oxígeno, por lo general con la liberación de calor y luz, para producir una flama. Por ejemplo: la combustión del propano, un componente del gas natural que se utiliza para cocinar y para la calefacción doméstica.
· Reacciones de desplazamiento: un ion (o átomo) de un compuesto se reemplaza por un ion (o átomo) de otro elemento, la mayoría de las reacciones de desplazamiento cae en una de tres categorías: desplazamiento de hidrógeno, desplazamiento de metal o desplazamiento de halógeno.
1. Desplazamiento de hidrógeno: Todos los metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos, que son los más reactivos de los elementos metálicos, desplazarán al hidrógeno del agua fría.
2. Desplazamiento de metal: Una forma sencilla de predecir si realmente va a ocurrir una reacción de desplazamiento de un metal o una reacción de desplazamiento de hidrógeno, es referirse a una serie de actividad. Esta serie es un resumen de los resultados de muchas posibles reacciones de desplazamiento. De acuerdo con esta serie, cualquier metal que se ubique arriba del hidrógeno lo desplazará del agua o de un ácido, pero los metales situados abajo del hidrógeno no reaccionarán ni con agua ni con ácidos.
3. Desplazamiento de halógeno: La fuerza de estos elementos como agentes oxidantes disminuye conforme avanzamos del flúor al yodo en el grupo 7A, por lo que el flúor molecular puede reemplazar a los iones cloruro, bromuro y yoduro en disolución.
El comportamiento de los halógenos en las reacciones de desplazamiento de halógenos se puede resumir en otra serie de actividad:
Por ejemplo: 
· Reacción de desproporción: un mismo elemento en un estado de oxidación se oxida y se reduce al mismo tiempo. Un reactivo siempre contiene un elemento que puede tener por lo menos tres estados de oxidación. El elemento mismo está en un estado de oxidación intermedio, pueden existir estados de oxidación superior e inferior para el mismo elemento. Por ejemplo: 
Métodos de balanceo REDOX
Número de oxidación: Solo determina los coeficientes de las especies que se oxidan (AGENTE REDUCTOR) y de las que se reducen (AGENTE OXIDANTE), para que la variación total de los números de oxidación se iguale a CERO. 
Reglas: 
1. Encontrar los elementos que cambian de número de oxidación. 
2. Calcular la variación del número de oxidación: ∆n° oxidación = (n° Ox. final) – (n° Ox. inicial) Multiplicar por la atomicidad. 
3. Matemáticamente, igualar los electrones ganados y los electrones perdidos (Obteniendo los coeficientes x e y) 
4. Terminar el balance por compensación.
Ión-electrón: Se basa en el funcionamiento de una pila electroquímica. La pila se compone de una solución acuosa de electrolitos (sustancias que al disolverse en agua se disocian en iones, conductores de la electricidad) y dos ELECTRODOS, sumergidos en la solución, unidos entre sí por medio de un conductor metálico. En un electrodo ocurre la OXIDACIÓN y en el otro la REDUCCIÓN. Los e¯ son transportados por el conductor metálico.
Reglas medio ácido H2O / H+
1. Dividir la ecuación en dos semireacciones.
2. En cada semirreacción, balancear los elementos distintos del O e H.
3. Balancear los átomos de O e H.
4. Balancear las cargas, añadiendo electrones a un lado de cada semireacción. Se iguala el número de electrones en las dos semireacciones.
5. Se suman las dos semireacciones. Los electrones a cada lado se deben cancelar.
Para medio básico se utilizan las mismas reglas solamente se utilizan OH- en vez de H+
Masa equivalente
La masa equivalente de una sustancia es la masa de un mol equivalente que se combina, reemplaza o equivale a 8g de oxigeno o a 1g de hidrógeno.
La masa equivalente es un Mol de la función química con que actúa una sustancia y se calcula como:
Electroquímica
La electroquímica es la rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química
Los procesos electroquímicos son reacciones redox (oxidación-reducción) donde la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad, o donde la energía eléctrica se aprovecha para inducir una reacción química no espontánea.
Celdas electroquímicas 
Una celda galvánica o voltaica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea. (En honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta). Los componentes fundamentales de las celdas galvánicas son una barra de zinc metálico se sumerge en una disolución de ZnSO4 y una barra de cobre se sumerge en una disolución de CuSO4.
El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn 2+ y la reducción de Cu 2+ a Cu se pueden llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados, con la transferencia de electrones a través de un alambre conductor externo. 
Las barras de zinc y cobre serían los electrodos. Esta distribución particular de electrodos (Zn y Cu) y de disoluciones (ZnSO4 y CuSO4) se conoce como “pila de Daniels”. En una celda galvánica, el ánodo es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación, y el cátodo es el electrodo donde se efectúa la reducción. 
Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se debenconectar mediante un puente salino, por donde pasan los cationes y aniones desde un compartimiento al otro. Se trata de un tubo, en forma de U invertida, lleno con una disolución de un electrólito inerte como KCl o NH4NO3, cuyos iones no reaccionarán con los iones de la disolución o con los electrodo. 
La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se mide en forma experimental con un voltímetro. El voltaje a través de los electrodos de una celda galvánica se llama fuerza electromotriz o fem (E).
Potenciales estándar de reducción / electrodos
Cuando las concentraciones de los iones Cu2+ y Zn2+ son de 1.0 M, encontramos que el voltaje o fem de la celda de Daniell es de 1.10 V a 25°C. Este voltaje debe tener una relación directa con las reacciones redox.
Es posible tratar la fem medida en la celda como la suma de los potenciales eléctricos en los electrodos de Zn y Cu. Conociendo uno de ellos, el otro se obtiene por sustracción (de 1.10 V). Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero si arbitrariamente asignamos el valor de cero a un electrodo particular, éste se puede usar para determinar los potenciales relativos de otros electrodos.
En condiciones de estado estándar (cuando la presión de H2 es de 1 atm y la concentración de la disolución de HCl es de 1 M) el potencial para la reducción de H+ a 25°C se define exactamente como cero.  En dicho electrodo ocurre la siguiente reacción: 
El potencial estándar de reducción, o el voltaje en un electrodo asociado con una semirreacción de reducción cuando todos los solutos son de 1 M y todos los gases están a 1 atm. Así, el potencial estándar de reducción del electrodo de hidrógeno es cero. El electrodo de hidrógeno se conoce como electrodo estándar de hidrógeno (EEH). El EEH sirve para medir los potenciales de otros electrodos.
Aplicaciones de la electroquímica
· La generación de energía química en la fotosíntesis.
· La producción de metales como aluminio y titanio y en el proceso de galvanización con metales.
· En el mecanismo de los alcoholímetros.
· Los impulsos nerviosos en las neuronas están basados en la energía eléctrica generada por el movimiento de los iones de sodio y potasio hacia dentro y hacia afuera de las células.
· La corrosión es definida como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. Los más conocidos son las alteraciones químicas de los metales a causa del aire, como la herrumbre del hierro y el acero o la formación de pátina verde en el cobre y sus aleaciones (bronce, latón).
Electrólisis
En la electrólisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química no espontánea. 
Este proceso se puede describir cómo el contrario a las reacciones redox espontáneas. Se lleva a cabo en un dispositivo que se conoce como celda electrolítica, esta se basa en los mismos principios en que se fundamentan los procesos que se realizan en las celdas galvánicas dejando como resultado que los dos elementos del agua (Hidrógeno y Oxígeno) se separen. 
Electrólisis del agua
Esta celda electrolítica está formada por un par de electrodos de un metal inerte, como el platino, sumergidos en agua. Cuando los electrodos se conectan a la batería no sucede nada, porque en el agua pura no hay suficientes iones para que lleven una buena cantidad de corriente eléctrica. Si el agua no es destilada, la electrólisis no solo separa el oxígeno y el hidrógeno, sino los demás componentes que estén presentes como sales, metales y algunos otros minerales (lo que hace que el agua conduzca la electricidad no es el H2O, sino que son los minerales; si el agua estuviera destilada y fuera 100 % pura, no tendría conductividad)
Por otro lado, la reacción se llevará a cabo rápidamente en una disolución de H2SO4 0.1 M porque tiene suficiente cantidad de iones para conducir la electricidad. De inmediato empiezan a aparecer burbujas de gas en los dos electrodos.
Aplicaciones de la electrólisis
· Producción de aluminio, sodio, potasio, y magnesio.
· Producción de hidróxido de sodio, ácido clorhídrico, clorato de sodio y clorato de potasio.
· Producción de hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible, en soldaduras, entre otros. 
· La electrólisis de una solución salina permite producir hipoclorito (lejía) este método se emplea para conseguir una cloración ecológica del agua de las piscinas.
· La galvanoplastia usada para evitar la corrosión de metales, crea una película delgada de un metal menos corrosible. 
La ecuación de Nernst: se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo fuera de las condiciones estándar. Permite calcular E en función de las concentraciones de los reactivos y los productos en una reacción redox.