Clase_Redox_1

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Reacciones óxido reducción
(Redox)
Reacción Redox
Intercambio de electrones entre dos especies
Cupla Redox Semireacciones
Oxidación
Reducción
Expresión general:
Cada cupla se representa en el sentido de la reducción:
Agente reductor: Especie que se oxida
Agente oxidante: Especie que se reduce
El número de electrones intercambiados en cada cupla
puede ser distinto.
Una reacción redox puede estar asociada a especies en 
disolución, sólidos y gases.
Para compuestos moleculares (enlace covalente) en 
en forma neutra o iónica, la determinación del elemento
que se oxida o se reduce no es inmediata.
C, H, N u O. ¿Quién perdió dos electrones?
Estados de oxidación o números de oxidación
Números de oxidación: caracterizan el estado de oxidación
de un elemento dentro de una especie química.
- Número romanos positivos, negativos o cero.
- Ubicados como superíndice a la derecha del símbolo
del elemento.
IUPAC:
- Los electrones compartidos por dos átomos (enlace)
son asignados al elemento más electronegativo.
- Para átomos iguales, los electrones son divididos en
partes iguales.
- La carga formal obtenida para cada átomo, corresponde
al número de oxidación.
Números de oxidación (N.O)
Estructuras de Lewis
Definiciones:
- Iones monoatómicos: carga = N.O
- Iones moleculares: carga = suma de los N.O.
- H: (+I) unido a no metales (-I) unido a metales (IA-IIA)
- O: (-II) generalmente. (-I) peróxidos
Un elemento no tendrá necesariamente el mismo N.O
cuando se repite en una estructura:
0
+IV
S2O32-
Un N.O (+) no puede ser mayor que el número de
electrones de la capa externa.
Un N.O (-) no puede ser mayor que el número de
electrones que permiten llenar la capa externa.
S2O82-/ SO42-
Peroxidisulfato Sulfato
+VII +VI
1 electrón 1 electrón
Reacciones de dismutación o desproporción:
Un mismo elemento es oxidado y reducido
Retrodismutación o retrodesproporción:
Balance de reacciones redox:
Cr2O72- + H+ +I- D Cr3+ + I2 + H2O
1. Determinar los N.O.
Cr2O72- + H+ +I- D Cr3+ + I2 + H2O
2. Separar las cuplas para cada semireacción.
Cr2O72- D Cr3+
I- D I2
3. Balancear coeficientes estequiométricos
Balance de reacciones redox:
Cr2O72- D 2Cr3+
2I- D I2
4. Balance de electrones para igualar cargas o N.O a
ambos lados:
6e + Cr2O72- D 2Cr3+
2I- D I2 + 2e
5. Agregar H2O para balancear O.
6e + Cr2O72- D 2Cr3+ + 7H2O
2I- D I2 + 2e
6. Considerar medio ácido para equilibrar H, adicionando
H+. En caso de ser un medio básico, equilibrar como si fuese
medio ácido y luego sumar a ambos lados OH- para
neutralizar H+ y generar H2O.
14H+ + 6e + Cr2O72- D 2Cr3+ + 7H2O
2I- D I2 + 2e
7. Verificar balance de masa y carga, amplificar ambas
reacciones si corresponde para igualar el número de
electrones para ambas semireacciones y sumar para
obtener la reacción neta.
14H+ + 6e + Cr2O72- D 2Cr3+ + 7H2O / x 1
2I- D I2 + 2e /x 3 
Cr2O72- + 14H+ + 6I- D 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O
Celda electroquímica: 2 conductores (electrodos)
sumergidos por separado en dos disoluciones iónicas y
conectados por un circuito externo y por un puente
conductor.
Celda galvánica Celda electrolítica
Celda Galvánica:
Celda de Daniell
Semireacciones
Reacciones ocurren en la superficie de los electrodos,
reacciones electroquímicas.
Reacción espontánea.
Celda electrolítica:
- Reacción no espontánea.
- Se requiere la aplicación de una diferencia de potencial
para que ocurra la reacción. Uso de una fuente de poder
externa.
Continuidad eléctrica à Corriente eléctrica
Corriente electrónica
Movimiento de electrones
Corriente iónica
Movimiento de iones
Electroneutralidad
Cátodo: Ocurre la reducción
Ánodo: Ocurre la oxidación.
Reversibilidad de una celda.
Una celda electroquímica será reversible si al invertir el flujo
de electrones. La dirección de la reacción se invierte y son
las mismas especies las que están involucradas.
Ej. Celda de Daniell
Un trozo de cobre, un trozo de cinc sumergidos en una
disolución de ácido sulfúrico diluido.
Celda galvánica
R(x) espontánea
Invierte 
Flujo de e
Celda electrolítica
R(x) no espontánea
Clases de electrodos / Clases de compartimientos.
Clase I: Metal / Disolución de sus iones
M/Mn+
Clase II: Metal cubierto con una sal insoluble de este y una
disolución del anión
M/MX/X-
Clases de electrodos / Clases de compartimientos.
Clase III: Metal inerte / Disolución de dos iones (cupla
redox)
Minerte/Red, Ox
Otras clases de electrodos:
Electrodo normal de hidrógeno:
Notación abreviada de celdas.
Ánodo a cátodo.
De electrodo a electrodo.
Potenciales de electrodo. Ecuación de Nernst
E à No hay flujo de corriente eléctrica.
E para electrodos tipo I:
Potenciales de electrodo. Ecuación de Nernst
E para electrodos tipo II:
Potenciales de electrodo. Ecuación de Nernst
E para electrodos tipo III:
E para el electrodo de hidrógeno:
Potenciales de electrodo. Ecuación de Nernst
En forma general:
Los potenciales estándar de las distintas cuplas redox, están 
definidas en función del potencial del electrodo normal de 
hidrógeno
Potenciales de electrodo. Ecuación de Nernst
ENH representa al ánodo
Cupla corresponde al cátodo.
Representación de las semireacciones y potenciales estándar en 
sentido de la reducción.
La amplificación de los coeficientes estequiométricos no altera el 
valor del potencial.
Tabla de potenciales estándar, entrega información cualitativa del 
poder oxidante o reductor de una especie.
Potenciales de electrodo. Ecuación de Nernst
Potenciales de electrodo. Ecuación de Nernst
Para una celda galvánica, E > 0
Reacción espontánea
Potenciales de formales de electrodo. 
aH+ = 1 à [HCl] = 1,24 mol /L
E formales (Eº’). Corresponden a potenciales bajo ciertas 
condiciones experimentales.
Potenciales de formales de electrodo. 
Predicción de reacciones redox.
Utilizando los potenciales estándar de dos semireacciones redox
podemos predecir en forma cualitativa la espontaneidad de una 
reacción redox.
Sin embargo, en forma experimental debemos considerar
distintos factores que alteran el potencial real de una
semireacción respecto a su potencial estándar.
pH:
Predicción de reacciones redox.
Complejación:
Predicción de reacciones redox.
Precipitación:
Cinética:
Reacciones cuyos potenciales sean indicativos de ocurrir en
forma espontánea. Pueden no ocurrir debido a velocidad de
reacción lenta.