05 Reacciones de transferencia de electrones (redox)

  • ¿Qué sería de C.S.I. sin la ciencia? Y de la poli sin la química: el temido (por algunos) control de alcoholemia basa su funcionamiento en el diferente color que un oxidante tiene en su forma normal y en su forma reducida. El dicromato potásico, por ejemplo, pasará de su angelical color amarillo-anaranjado al delatador verde, si encuentra etanol (alcohol) que oxidar en nuestro exhalado aliento. ¡Empezamos con las redox!

chiste alcohol�metro

 

  •  

importancia redox

  •  No te quedes con la idea de que la oxidación es siempre una reacción no deseada. Al arte le gusta; en Asturias tenemos bastantes esculturas que se aprovechan del efecto estético de la corrosión de los metales, como esta de Fernando Alba en Gijón:

  • Sombras de luz (Gijón, Fernando Alba)

  • Para abordar el tema de oxidación y reducción conviente tener qué claro es el concepto de número de oxidación, y cómo se asigna. Tendrás que aprenderlos, lo cual es imprescindible para formular correctamente, así que practica y ponte a prueba:

números oxdiaciónnúmeros oxidación

  • Tarea 1.  Explica la diferencia entre número de oxidación y valencia.

número de oxidación

  • Un elemento se oxida cuando aumenta su número de oxidación, perdiendo electrones (por ejemplo, el Fe se oxida a Fe2+ o a Fe3+); la reducción implica ganancia de electrones, y disminución del número de oxidación (como ocurre cuando Ag+ pasa a Ag).

 concepto redox

  • Quien se oxida es el reductor, quien se reduce es el oxidante. Parece un lío, pero no lo es tanto.

oxidante y reductor

pares redox

  • ¿Qué pasa con una lámina de cinc sumergida en una disolución de sulfato de cobre (II)?

lámina de cinc en sulfato cobre (II)

  • Tarea 2.  Ajusta, en medio ácido, la reacción entre metanol y dicromato de potasio, que tiene como productos ácido etanoico, sulfato de cromo (III) y sulfato de potasio (la del alcoholímetro).

ajuste redox

  • En el curso 09-09,  “colgamos” unas clases reales, con ejercicios de ajustes de ecuaciones redox. Es lo que tienen las maravillas de la tecnología; con una pizarra digital, ¿cómo volver a la tiza? Como amanuense no tengo futuro, pero alguno de mis alumnos tampoco, salvo que lo intentemos en Arco, je, je, je. ajustes_redox_clases.pdf

permanganimetr�a

Voxidante · Noxidante = Vreductor · Nreductor

(donde V es el volumen y N la normalidad)

  • ¡Cuánto hay que agradecer a la electroquímica en la vida diaria! ¿O acaso tendríamos móviles sin baterías, y marcapasos sin pilas? ¿Y cómo limpiaríamos la plata ennegrecida?  Alessandro Volta no se dedicó a producir descargas eléctricas sobre ranas muertas para resucitarlas. ¿Cómo funciona una pila voltaica? ¿Cómo es la reacción en una pila Daniell? ¿Y la batería de los coches? Recordemos que en las pilas se produce energía eléctrica a partir de energía química, ocurriendo la oxidación de una sustancia en el ánodo (polo negativo), y la reducción de otra en el cátodo (polo positivo). Los electrones circulan del ánodo al cátodo.

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  • Todo esto de las pilas tiene mucho que ver con el comportamiento de los metales en disolución (si te apetece verlo, pero escuchándolo en inglés, siempre hay vídeos):

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  •  Las magnitudes físicas (aquellas que se pueden medir) necesitan que exista el cero, la representación de la nada. Como no es posible conocer el potencial de un electrodo aislado (sólo la diferencia entre dos electrodos), ¿dónde ponemos el listón más bajo? Por consenso, que en la ciencia a menudo se consigue, se asigna ese valor cero al electrodo estándar de hidrógeno:

electrodo estándar hidrógeno

tipos de pilas

  • El potencial estándar del cobre  se mide montando una pila cuyo funcionamiento, ecuaciones anódica, catódica y global debes saber deducir de la notación abreviada que sigue:

Pt | H2(g, 1 atm) | H+(1M) || Cu+2(1M) | Cu(s)

potencial estándar cobre

 pila = Eº cátodo - Eº ánodo

 y que para expresar la composición de una pila (como la Daniell del ejemplo) se sigue una notación similar a:

   Zn (s)| Zn2+(aq, 1 M) | | Cu2+(aq, 1M) |  Cu (s)

Se escribe a la izquierda el ánodo, donde se produce la oxidación, y a la derecha el cátodo, donde se produce la reducción; se indica entre paréntesis la fase en la que se encuentra cada especie, separándose con una barra vertical las especies que están en diferente fase; la doble barra vertical del medio indica el puente salino. El proceso será espontáneo siempre que la el potencial de la pila, , sea positivo (o lo que es lo mismo, Eº cátodo > Eº ánodo).

escritura pila

tipos de pilas

tipos de pilas

bater�a coche esquema

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  • No hay que descuidar el trabajo en el laboratorio, pero los que programan las asignaturas deben pensar que la dilatación del tiempo, factible y matemáticamente demostrable desde la teoría de la relatividad, funciona a velocidades muy inferiores a las de la luz (lo único que comprobable por estos lares es la contracción de longitudes… no hay más que mirar dentro de los cerebros).

pila de Volta

 esculturas Fernando Alba Gijón

  • ¿Alguna vez habéis pensado cómo se obtienen el cloro o el hidrógeno? ¿O si es posible separar el sodio de la sal común? Seguramente, tendréis asuntos mejores de los que ocuparos. Lo que sí se os sonará son los cromados de coches y motos, las joyas “bañadas en oro”, el galvanizado de los quitamiedos, o la expresión “quedó niquelao“, sinónimo de perfecto y brillante. Todo esto para hablar de la electrolisis, el proceso medidante el cual la energía eléctrica se transforma en energía química, forzando una reacción redox no espontánea. Al igual que en las pilas, se produce oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo, pero ahora se invierte la polaridad de ambos: el ánodo es el polo positivo y el cátodo es el negativo. Se precisa una corriente continua para que la reacción progrese en una celda electrolítica:

celda electroqu�mica

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  • Como los alumnos tienen siempre ansias de laboratorio, incrusto el vídeo de una sencilla práctica “casera”, la electrolisis del cloruro de sodio disuelto en agua  (que no fundido, importante diferencia), no exenta de ciertos riesgos (el catión sodio no se deposita como sodio, sino que produce hidróxido de sodio, siendo los cationes de hidrógeno los que se reducen en el ánodo; los gases generados son cloro e hidrógeno). Mejor ver (y entenderlo con la lección de Skoool!) que hacer, en este caso:

 

electrolisis cloruro sodio disuelto

  • Una disolución de cloruro de sodio contiene las especies Na+, Cl- y los iones hidronio (H+) e hidroxilo (OH-) provenientes del agua. Las posibles ecuaciones químicas de la electrolisis del cloruro de sodio en disolución son:

cloruro sodio disuelto electrolisis

  • A la vista de los potenciales de oxidación (en el ánodo) y de reducción (en el cátodo), queda claro que los aniones cloruro tienen más tendencia que el agua a oxidarse, y que el agua agua tiene más tendencia a reducirse que el catión sodio, por lo que la reacción global resultante es la que produce hidrógeno y cloro gaseoso:

2 Cl- (aq) + H+ (aq) —> Cl2 (g) + H2(g) 

Na Cl (s) –>fusión –> Na Cl (l) —> Na+ (l) + Cl- (l)

electrolisis cloruro sodio fundido

electrolisis sal fundida

electrolisis agua

Ánodo:

    2 H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) +  4 e-          E(oxidación agua)= - 0,81 V (pH=7)

Cátodo:

    2H2O(l) + 2e → H2(g)+ 2OH(aq)         E(reducción agua)= - 0,42 V  (pH=7)


    2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)    Eelectrolisis agua (pH=7) =  - 0,42 - 0,81 = - 1,23 V

(para lograr la electrolisis del agua se necesitarán, al menos, 1,23 V, aunque en la práctica se precisa un voltaje mayor -de 1,6 a 1,8 V- por el fenómeno de sobretensión, debido a la naturaleza de los electrodos y la presencia de gases)

  • Observa que los valores de potencial estándar de reducción se utilizan para concentraciones 1 M y presión 1 atm. En las tablas de potenciales estándar de reducción aparecen las siguientes ecuaciones y valores (compáralos con los anteriores):

 2H2O(l) + 2e → H2(g)+ 2OH(aq)       (H2O/H2) = - 0,83 V

  O2(g) + 4H+(aq) +  4 e→  2 H2O(l)    (O2/H2O)=  + 1,23 V

1 Faraday (F) = carga de un mol de electrones = NA* 1,6 *10-19 ≈96.500 C

galvanogstegia

  • No olvides que la espontaneidad de una reacción redox se puede calcular con la expresión que sigue (ha de cumplirse que la energía libre de Gibss sea menor que cero, para lo que Eº deberá ser positivo; n es el número de moles de electrones implicados en la reacción):

Δ Gº = - n F Eº

espontaneidad redox

AZSA

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  • Tarea 3. Las reacciones de oxidación y reducción tiene interesantes aplicaciones: pilas, baterías, protección frente a la corrosión, obtención electrolítica de metales etc. Realiza un trabajo donde se describan: a) composición, características, aplicaciones y posibilidad de reciclaje de los distintos tipos de pilas; b) las causas y efectos de la corrosión,  y los tratamientos para su paliado (pasivado, recubrimientos superificiales y protección catódica); c) la importancia de los procesos electrolíticos en la industria asturiana (siderurgia, aluminio, cinc), indicando empresas principales, ubicación, nivel de producción, aplicaciones e importancia económica. Se valorará Guiño: corrección de contenidos, tratamiento de todos los temas, inclusión de imágenes, bibliografía/linkografía, aportación de datos, presentación adecuada (portada, índice, numeración, orden y limpieza) y entrega en plazo. Extensión máxima: cinco hojas DIN A4, por una cara, Arial 12 o similar.

  • P.S. Puedes lucirte hablando de las pilas que vienen… ¡De papel!

17 Comentarios a “05 Reacciones de transferencia de electrones (redox)”

7 11 2009
sara (19:56:07) :

hola, me gustaría saber que diferencia hay entre oxidación y reducción con otros procesos quimicos.
graciass !!

8 11 2009
Inma (20:51:51) :

En las reacciones redox (de oxidación-reducción), hay una transferencia de electrones entre una sustancia que los cede (el reductor, que se oxida), y otra que los acepta (el oxidante, que se reduce). Esas especies químicas cambian de número de oxidación durante el proceso.
En otras reacciones químicas no sucede tal intercambio de electrones. En las ácido-base, por ejemplo, lo que se transfiere son protones.
Le remito a repasar los conceptos de número de oxidación (en esta misma página), y el tema desarrollado y con ejemplos en:
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_5.htm

18 02 2010
viktor (02:44:54) :

o gracias busqué una página así por media hora y esta fue la mejor llena de actividades y explicaciones

15 07 2010
BYLLY (02:15:09) :

ES MUY EXCELENTE Y QUIERO AGRADECER POR LA BUENA INFORMACION QUE ES MUY INPRENCINDIBLE EN MIS ESTUDIOS SUPERIOS DE ING METALURGIA

10 02 2011
Anonima (17:58:04) :

Una páginamuy buena!
La recomendaré a mis alumnos!

31 03 2011
tete (04:37:31) :

sin duda es una muy buena pagina, la forma gráfica que presenta es excelente. felicidades

8 12 2011
Gaby (22:57:25) :

muy buena:D

5 02 2012
Hospicios (08:21:32) :

excelente pagg. recomendaba y lo volvere a recomendar me ayudo como nadies .. ni mis profes creo ..!!!!

25 04 2012
cristy (02:29:09) :

excelente informacion, clara y de facil comprension

6 06 2012
Nely (04:51:34) :

Felicidades, Estupenda entrada n.n
Mañana tengo que dar asesorias y esto me ha ayudado a implementarla muchas gracias por la info y la forma tan agradable y clara de explicarla
Saludos desde México n.n

8 07 2012
Gustavo (02:17:37) :

Excelente página,muy completa .
Felicidades

28 02 2013
Mario Quintana (03:39:23) :

Me gustaría saber qué obtienes de la lejía de ceniza de árbol a travez de electrolisis y si se puede separar el fósforo de estos.
¿Me puede contactar a mi correo?
gracias
Mario

1 03 2013
Inma (14:05:18) :

Hola, Mario:
me da que es justamente lo que también le gustaría saber a su profesor/a. Seguro que Internet (un buscador tipo Google) podrá ayudarle en su trabajo, que no es el mío.
Saludos,
Inma, editora de Eureka

9 04 2013
Genís (23:48:46) :

Pàgina muy buena. Me gustaria saber si sabes si la conexión al bus que funciona con H2 està activa en otra dirección, creo que era de edu ar. Ahora no reconoce el sitio.
Saludos

10 04 2013
Inma (editora) (10:38:01) :

Está corregido el enlace a la infografía sobre el bus con pila de combustible. Gracias por dar cuenta de la rotura del anterior vínculo. Se puede ver en http://shaker.umh.es/docencia/bioquimica_estructural/BE_T03/BE_T03.swf
Saludos,
Inma (editora de Eureka)

28 08 2013
Macarena Uría (00:45:06) :

Hola Inma como Profesora en Química debo decirte que es muy interesante y muy didáctico tu blog. Saco mucha información como videos, imágenes y páginas para utilizar con alumnos.
¡Te felicito! y ojalá continúes brindándonos todas éstas herramientas y más.
¡Saludos!

15 09 2013
Marcela (22:58:49) :

Muy bueno!! Gracias!!!!

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