1. REACCIONES DE OXIDACIÓN
REACCIONES DE OXIDACIÓN
REDUCCIÓN
REDUCCIÓN
Química 2º bachillerato
Química 2º bachillerato
1

2. Reducción es el proceso en el
que un elemento o compuesto
pierde oxígeno
CoO + 2H2
Co + H2O
Oxidación es el proceso en el que
un elemento o compuesto gana
oxígeno
2Ca + O2
2CaO
El Ca se oxida, ya que gana oxígeno
Ambos procesos pueden darse
simultáneamente:
El Co se reduce, ya que pierde
oxígeno
2Fe2O3 + 3C
4Fe + 3CO2
El hierro se reduce (pierde oxígeno) y el carbono se oxida (gana oxígeno)
Oxidación es el proceso en el cual
una especie química pierde
electrones
Mg
Mg2+ + 2eEl Mg se oxida ya que pierde
electrones
Agente reductor: cede e- (se
oxida)
Reducción es el proceso en el que
alguna especie química gana
electrones
S + 2eS2El S se reduce ya que gana
electrones
Agente oxidante: gana e- (se
reduce)
“El oxidante es un mangante y el reductor es un perdedor”
2

3. Por ejemplo:
Mg + S
MgS
El magnesio es el agente reductor; cede electrones (se oxida), reduciendo
al azufre
El azufre es el agente oxidante; acepta electrones (se reduce), oxidando al
magnesio
En las reacciones redox, el reductor se oxida y el oxidante se reduce
•
•
•
•
•
•
OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación).
Ejemplo: Cu → Cu2+ + 2e–
Ejemplo
REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
Ejemplo: Ag+ + 1e– →Ag
Ejemplo
Siempre que se produce una oxidación debe producirse
simultáneamente una reducción.
reducción
Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.
semirreacción
3

4. Ejemplo: Cu +AgNO3
•
Introducimos un electrodo de cobre en una disolución
de AgNO3,
•
•
De manera espontánea el cobre se oxidará pasando a
la disolución como Cu2+.
Mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a
ser plata metálica:
a) Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación)
•
b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción).
•
Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2
•
•
•
Al introducir una lámina de cinc en una disolución
de Pb(NO3)2.
La lámina de Zn se recubre de una capa de plomo:
a) Zn →Zn2+ + 2e– (oxidación)
•
b) Pb2+ + 2e–→ Pb (reducción).
4

5. NÚMERO DE
NÚMERO DE
OXIDACIÓN
OXIDACIÓN
Es la carga que un átomo tendría si los electrones de cada uno de los enlaces
que forma perteneciesen exclusivamente al átomo más electronegativo
“Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos”.
•
•
En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones
compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.
El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.
• Cualquier elemento, cuando no está combinado con átomos de otro elemento
diferente, tiene un nº de oxidación igual a cero
Atomos neutros libres, moléculas homonucleares y metales sin combinar (H2, O2,
P4, Na, Cu,…)
•
•
•
El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.
El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos y +1 en el
resto de los casos que son la mayoría.
Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.
5

6. • En iones monoatómicos el nº de oxidación es la carga real del ión
En el NaCl, compuesto formado por Na+ y Cl-, los números de oxidación son:
Na+ = +1; Cl- = -1
En el caso del ion Fe3+, el número de oxidación es +3
• En compuestos, la suma de los nos de oxidación de todos los átomos es
igual a cero
En el H2SO4:
(S: +6); (H: +1); (O: -2)
⇒
2·(+1) + (+6) + 4·(-2) = 0
• En iones poliatómicos la suma de los nos de oxidación debe ser igual a la
carga total del ion
En el (ClO4)-:
(Cl: +7); (O: -2)
⇒
+7 + 4 · (-2) = -1
•Metales alcalinos (IA): +1. Al combinarse ceden su e- de valencia:
NaH : H-1 (-1), Na+1 (+1)
•Metales alcalino-térreos (IIA): +2. Al combinarse ceden sus 2e- de valencia:
MgH2: H-1 (-1), Mg+2 (+2)
6

7. •Flúor (es el elemento más electronegativo): -1
NaF: Na+1 (+1), F-1 (-1)
•Oxígeno (el segundo elemento más electronegativo):
-2 casi siempre ⇒CaO: Ca+2 (+2), O-2 (+2)
+1 en peróxidos ⇒H2O2: H +1 (+1), O-1 (-1)
+2 en OF2 ⇒ OF2: O+2 (+2), F-1 (-1)
•Hidrógeno:
+1 casi siempre ⇒HCl: H+1 (+1), Cl-1 (-1)
-1 en hidruros iónicos ⇒HNa: H-1 (-1), Na+1 (+1)
Una reacción química es redox si, en el curso de la misma, alguno de los
átomos cambia de número de oxidación
Oxidación: aumento del número de oxidación (pérdida de electrones)
Reducción: disminución del número de oxidación (ganancia de electrones)
7

8. • Por ejemplo:
+1 +6 –2
+1 –1
+1 +6 –2
K2Cr2O 7 + 4 HBr + H2SO4
+4 –2
0
+1 +6 –2
+1 -2
2CrO2 + 2Br2 + K2SO4 + 3H2O
El cromo se reduce, ya que pasa de +6 a +4 gana 2 electrones⇒
disminuye su número de oxidación
El bromo se oxida, ya que pasa de –1 a 0 pierde un electrón⇒ aumenta
su número de oxidación
+7 -2 +1
+6 -2 +2
+1 +6 –2
2MnO4K + 10SO4Fe + 8H2SO4
+6 –2 + 2
+6 -2
+3
+1 +6 -2
+1 -2
SO4Mn + 5(SO4)3Fe2+ K2SO4 + 8H2O
El manganeso se reduce, ya que pasa de +7 a +2 gana 5 electrones⇒
disminuye su número de oxidación
El hierro se oxida, ya que pasa de +2 a +3 pierde un electrón ⇒ aumenta
su número de oxidación
8

9. Ejemplo: Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe 2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
es una reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la
reacción
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
•
•
•
•
•
•
•
•
•
E.O.:
+3 –2
+2 –2
0
+4 –2
Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce
Reducción
(cada átomo de Fe captura 3 electrones).
Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en
este caso pasa de compartir 2e– con el O a compartir los 4 electrones).
OXIDANTES: El la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se
reduce.
REDUCTORES: El la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se
oxida.
Ejemplo:
Zn + 2Ag+ → Zn2+ + 2Ag
Oxidación: Zn (reductor) → Zn2+ + 2e–
Oxidación
Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag
Reducción
9

10. AJUSTE POR EL MÉTODO DEL NÚMERO DE
AJUSTE POR EL MÉTODO DEL NÚMERO DE
OXIDACIÓN ..
OXIDACIÓN
El ajuste por el método del número de oxidación se comprueba el aumento en el
número de oxidación que sufre el átomo que se oxida con la disminución que
experimenta el que se reduce
nº e- ganados por los elementos que se reducen = nº e- que ceden los elementos
que se oxidan
• Por ejemplo:
Fe2O3 + CO
Fe + CO2
1.- Asignar nº de oxidación a cada uno de los átomos de la ecuación
+3 – 2
+2 –2
0
Fe2O3 + CO
+4 – 2
Fe + CO2
2.- Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen
El Fe disminuye su nº de oxidación de + 3 a 0 (se reduce) y el C aumenta su
nº de oxidación de + 2 a + 4 (se oxida)
+3
+2
Fe2O3 + CO
0
+4
Fe + CO2
10

11. 3.- Calcular las variaciones producidas en los números de oxidación
El Fe pasa de + 3 a 0 ⇒ variación de su nº de oxidación = –3 El
C pasa de + 2 a + 4 ⇒ variación de su nº de oxidación = +2
+3 – 2
+2 –2
0
Fe2O3 + CO
+4 – 2
Fe + CO2
4.- Introducir los coeficientes apropiados para que la variación positiva
total del número de oxidación (experimentada por el átomo que se
oxida) sea igual a la variación negativa (sufrida por el átomo que se
reduce)
Fe2O3 + 3 CO
2 Fe + 3 CO2
5.- Comprobar que la reacción está ajustada
Si fuera necesario, se ajustan las sustancias cuyos átomos no sufren
cambios del número de oxidación
Fe2O3 + 3 CO
2 Fe + 3 CO2
11

12. AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN
AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN
•
Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se
pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).
•
Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de
e– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.
Ejemplo: Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag
•
•
•
Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.
Zn(0) → Zn(+2);
Ag (+1) → Ag (0)
Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan
realmente en disolución ajustando el nº de átomos: (Zn, Ag+, NO3–, Zn2+, Ag)
Oxidación: Zn → Zn2+ + 2e–
Oxidación
Reducción: Ag+ + 1e– → Ag
Reducción
Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos
semirreacciones, éstos desaparezcan.
En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2.
Oxidación: Zn → Zn2+ + 2e–
Oxidación
Reducción: 2Ag+ + 2e– → 2Ag
Reducción
12
R. global: Zn + 2Ag+ + 2e– → Zn2+ + 2Ag + 2e–

13. •
Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes
hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la
reacción redox (en el el ejemplo, el ion NO3–) y comprobando que toda la
reacción queda ajustada:
Zn + 2 AgNO3 → Zn(NO3)2 + 2 Ag
AJUSTE EN DISOLUCIÓN ACUOSA ÁCIDA O BÁSICA.
•
Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O (ej SO42–), el ajuste se complica
pues aparecen también iones H+, OH– y moléculas de H2O.
•
En medio ácido:
– 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 átomos de H provienen del ácido.
En medio básico:
– Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en la reducción)
provienen de los OH–, necesitándose tantas moléculas de H2O como átomos de
oxígeno se ganen o pierdan.
•
13

14. AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN
AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN
EN MEDIO ÁCIDO
EN MEDIO ÁCIDO
Como ejemplo ajustaremos la siguiente
reacción:
I2 + HNO3
HIO3 + NO2 + HO2
1.- Escribir la ecuación de forma iónica. Los compuestos covalentes no se
disocian en agua
-
H+ + IO 3 + NO2 + HO2
I2 + H+ + NO 3
2.- Escribir por separado las semirreacciones de oxidación y de reducción. El
yodo aumenta su nº de oxidación de 0 a +5 (se oxida). El N disminuye su nº de
oxidación de +5 a +4 (se reduce)
Semirreacción de oxidación:
Semirreacción de reducción:
I2
IO -3
NO3-
NO2
3.- Ajustar los átomos que no sean H y O: Para ajustar los átomos de yodo se
debe introducir un 2 delante del IO - . Los átomos de N, de la semirreacción de
3
reducción, ya están ajustados
Semirreacción de oxidación:
Semirreacción de reducción:
2 IO 3
I2
NO 3
NO2
14

15. 4.- Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo las moléculas de agua que
sean necesarias:
En el lado derecho de la semirreacción de oxidación hay 6 átomos de O
y ninguno en el izquierdo. Hay que añadir seis moléculas de agua en el
lado izquierdo
Semirreacción de oxidación:
I2 + 6 H2O
2
IO -3
En el lado derecho de la semirreacción de reducción hay que añadir una
molécula de agua, ya que en el lado izquierdo hay un átomo menos de O
Semirreacción de reducción:
NO -3
NO2 + H2O
5.- Ajustar los átomos de H añadiendo los iones H+ necesarios. La
semirreacción de oxidación contiene 12 átomos de H en la izquierda por lo
que se añaden 12 H+ en la derecha. La semirreacción de reducción contiene 2
átomos de H en la la derecha por lo que se añaden 2 H+ en la izquierda
Semirreacción de oxidación:
I2 + 6 H2O
Semirreacción de reducción:NO - + 2 H+
3
2 IO -3 + 12 H+
NO2 + H2O
15

16. 6.- Ajustar las cargas eléctricas añadiendo electrones
La semirreacción de oxidación tiene carga neta 0 en el lado izquierdo (solo
hay moléculas neutras), y carga neta +10 en el derecho: [2•(-1)+12•(+1)=+10].
Hay que añadir en el derecho una carga eléctrica de 10 eSemirreacción de oxidación:
I2 + 6 H2O
2 IO - + 12 H+ + 10 e3
La semirreacción de reducción tiene, en el lado izquierdo una carga neta de:
[-1+2•(+1)=+1] y en el lado derecho 0; así pues, hay que añadir una carga
eléctrica de 1e- en el lado izquierdo
Semirreacción de reducción: NO -+ 2 H++ e3
NO2 + H2O
7.- Igualar los electrones cedidos a los ganados, y luego sumar las dos
semirreacciones:
La semirreacción de oxidación cede 10 e- y la de reducción sólo gana uno.
Esta debe multiplicarse por 10
I2 + 6 H2O
2 IO - + 12 H+ + 10 e3
10 ( NO - + e3
NO2)
I2 + 6 H2O + 10 NO - + 20 H+ +10 e3
2 IO -+ 12 H+ + 10 e- + 10 NO2 + 10 H2O
3
16

17. -
I2 +6 H2O +10 NO 3 + 20 H+ +10 e-
2 IO - 12 H+ + 10 e-+ 10 NO2+10 H2O
+
3
8.- Simplificar las especies que se encuentren en los dos lados
Doce de los veinte protones de la izquierda se cancelan con doce de la
derecha. Igualmente diez moléculas de agua de la derecha se cancelan con
seis de la izquierda. Los electrones de ambos lados se cancelan
I2 + 10 NO -3+ 8 H+
-
2 IO 3+ 10 e- +10 NO2 + 4 H2O
9.- Escribir la ecuación global en forma molecular:
Se identifican los iones con las moléculas de que proceden.
Los iones
NO -3
vienen del HNO 3 y los
I2 + 10 HNO3
IO -3 del HIO3
2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O
17

18. Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
•
Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2
0 +1 +6 –2 +1 –2
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
Moléculas o iones existentes en la disolución:
– KMnO4 → K+ + MnO4–
– H2SO4 → 2 H+ + SO42–
– KI → K+ +I–
– MnSO4 → Mn2+ + SO42–
– K2SO4 → 2K+ + SO42–
– I2 y H2O están sin disociar.
• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan
realmente en disolución ajustando el nº de átomos:
Oxidación: 2 I– → I2 + 2e–
Oxidación
Reducción: MnO4– + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O
Reducción
Los 4 átomos de O del MnO4– han ido a parar al H2O, pero para formar
ésta se han necesitado además 8 H+.
18

19. •
Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos
semirreacciones, éstos desaparezcan:
Ox.: 5 x (2 I– → I2 + 2e–)
Ox.
Red.: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O
Red.
Reacción global:
global
10 I– + 2 MnO4– → 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
+ 16 H+ + 10 e–
+ 10 e–
•
Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes
hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en
la reacción redox:
2 KMnO4 + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 I2 +
+10 KI
6 K2SO4 + 8 H2O
La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se
obtienen por tanteo.
19

20. AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN
AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN
EN MEDIO BÁSICO.
EN MEDIO BÁSICO.
En las reacciones que transcurren en medio básico, hay que realizar los mismos
ocho primeros pasos que en medio ácido hasta llegar a la ecuación iónica neta
Por ejemplo dada la reacción (en medio básico):
SO 2- + MnO 3
4
SO 2- + MnO2
4
Siguiendo los pasos comunes, la reacción iónica neta:
3 SO 2 − + 2 MnO2 + H2O
4
3 SO 2- + 2 MnO -4 + 2 H+
3
9.- Sumar, en los dos lados, tantos OH- como H+ haya
En el lado izquierdo existen 2 H+, se suman 2 OH- en ambos lados
3 SO 2- 2 + MnO − + 2 H+ + 2 OH3
4
3 SO 2- + 2 MnO + H O + 2 OH4
2
2
10.- Combinar los OH- con los H+ para formar H2O
Se producen 2 H2O en el lado izquierdo
3 SO 2- + 2 MnO − + 2 H2O
3
4
3 SO 2- + 2 MnO + H O + 2 OH4
2
2
11.- Simplificar las moléculas de agua
3 SO 2- + 2 MnO − + H2O
3
4
24
3 SO + 2 MnO + 2 OH
-
20

21. Ejemplo: Ajuste redox en medio básico
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+3 +6 –2
+1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
Moléculas o iones existentes en la disolución:
– Cr2(SO4)3 → 2Cr3+ + 3 SO42–
– KClO3 → K+ +ClO3–
– KOH→ K+ + OH–
– K2CrO4 → 2 K+ + CrO42–
– KCl → K+ + Cl–
– K2SO4 → 2K+ + SO42–
– H2O Escribir disociar.
• Segunda: está sin semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en
disolución ajustando el nº de átomos:
Oxidación: Cr3+ + 8 OH–→ CrO42– + 4 H2O + 3e–
Oxidación
Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO 4– provienen de los OH– existentes
en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al H 2O junto
con todos los átomos de H.
Reducción: ClO3– + 3 H2O + 6e– → Cl– + 6 OH–
Reducción
Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo
21
nº de O e H.

22. •
Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones,
éstos desaparezcan:
Ox.: 2 x (Cr3+ + 8 OH–→ CrO42– + 4 H2O + 3e–)
Ox.
Red.: ClO3– + 3 H2O + 6e– → Cl– + 6 OH–
Red.
Reacción global:
global
2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3– → 2 CrO42– + 8 H2O
+ 3 H2O + 6 e–
+ 6 e– + Cl– + 6 OH–
2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3– → 2 CrO42– + 5 H2O + Cl–
•
Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados
y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción
redox:
1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + KClO3 →2 K2CrO4 + 5 H2O + KCl + 3 K2SO4
La 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se
obtienen por tanteo.
22

23. VALORACIÓN REDOX
VALORACIÓN REDOX
•
•
•
•
•
Es similar a la valoración ácido base.
Hay que determinar el número de moles de especie oxidante y reductora que reaccionan entre sí.
El nº de moles de e− que pierde el oxidante es igual a los que gana el reductor.
Si “a” es el nº de e− que captura el oxidante y “b” los que pierde el reductor, sabremos que “a”
moles de reductor reaccionan con “b” moles de oxidante.
Se necesita conocer qué especies químicas son los productos y no sólo los reactivos.
Vox ×[oxidante ]× b ( nº e- perd) = Vred ×[reductor ]× a (nº e - gan.)
•
Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o reductora hay que
dividir su masa molecular por el nº de e– ganados o perdidos:
M eq
M
=
nº de e −
•
De esta manera: neq(oxidante ) = neq(reductora)
•
Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de qué sustancia se trata,
es necesario conocer en qué sustancia se transforma (semirreacción).
Vox × N ox = Vred × N red
23

24. Ejemplo: Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO 4 acidulada con H2SO4
con 30 ml de KMnO4 0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO 4 si el
MnO4– pasa a Mn2+?
•
•
•
•
•
•
•
Red.: MnO4– + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O
Red.
Oxid.: Fe2+ → Fe3+ + 1e–
Como el MnO4– precisa de 5e– para reducirse:
N (KMnO4) = 0,25 M x 5 = 1,25 N
neq(MnO4– ) = neq(Fe2+)
V (KMnO4) x N (KMnO4) = V (FeSO4) x N (FeSO4)
30 ml x 1,25 N
N (FeSO4) = —————— = 0,75 N ; 0,75 M
50 ml
•
Cada ion ferroso pasa a férrico perdiendo un electrón luego la molaridad es
igual que la normalidad porque la valencia es uno
24

25. TIPOS DE REACCIONES REDOX
TIPOS DE REACCIONES REDOX
(SEGÚN SU ESPONTANEIDAD).
(SEGÚN SU ESPONTANEIDAD).
• Reacciones espontáneas se produce
energía eléctrica a partir de la energía
liberada en una reacción química de
oxidación-reducción:
Pilas voltaicas o galvánicas
• Reacciones no espontáneas se producen
sustancias químicas a partir de energía
eléctrica suministrada:
Electrólisis
25

26. REACCIONES RÉDOX
REACCIONES RÉDOX
ESPONTÁNEAS.
ESPONTÁNEAS.
En las reacciones redox espontáneas, la sustancia que se oxida,
(reductor) cede electrones a la sustancia que se reduce (oxidante)
En cuanto las moléculas del reductor entran en contacto con el oxidante, la
transferencia de electrones ocurre espontáneamente
Un ejemplo:
2 Ag+ (aq) + Cu (s)
2Ag (s) + Cu2+ (aq)
Los iones Ag + se reducen a plata metálica (ganan los electrones cedidos por
un átomo de cobre) y el cobre se oxida a Cu2+ (cede los dos electrones)
La energía producida se disipa mediante calor y es difícil de 26
aprovechar

27. PILAS GALVÁNICAS O
PILAS GALVÁNICAS O
VOLTAICAS .
Una pila VOLTAICAS .
galvánica es un generador de corriente basado en las reacciones redox,
donde los electrones se entregan indirectamente a través de un hilo conductor
Por ejemplo:
El electrodo donde se produce la
oxidación se denomina ánodo
El electrodo donde se produce la
reducción se denomina cátodo
Cu (s)
Cu2+ (aq) + 2e-
2 Ag+ (aq) + 2e-
2Ag (s)
La reacción global de la pila:
2 Ag+ (aq) + Cu (s)
2Ag (s) + Cu2+ (aq)
27

28. Para que una pila funcione, los compartimentos anódico y catódico deben
permanecer eléctricamente neutros
Para mantener la neutralidad se utiliza un puente salino, con un electrolito ajeno
a la reacción, donde los iones negativos se difunden hacia el ánodo (que se
carga positivamente), y los iones positivos hacia el cátodo (que se carga
negativamente)
Esquema de una pila:
puente salino
Cu (s) | Cu 2+ (aq) |
Ánodo ⇒ Electrodo - ⇒ oxidación
|
2Ag+ (aq) | 2Ag
(s)
Cátodo ⇒ Electrodo+ ⇒ reducción
28

29. ..
PILA DANIELL
PILA DANIELL
•
•
Consta de dos semiceldas
Una con un electrodo de Cu en una
disolución de CuSO4
•
Otra con un electrodo de Zn
en una disolución de ZnSO4.
•
•
•
Electrodo es cada barra metálica
sumergida en una disolución del mismo
metal. En una pila hay dos electrodos:
Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación
Ánodo
(pérdida de electrones)
– Allí van los aniones.
– En el ejemplo anterior sería el
electrodo de Zn.
Cátodo: Se lleva a cabo la reducción
Cátodo
(ganancia de electrones)
– Allí van los cationes.
– En el ejemplo anterior sería el
electrodo de Cu.
29

30. •
•
•
•
La pila anterior se representaría:
Ánodo
Puente salino
Cátodo
Zn (s)  ZnSO4 (aq)  CuSO4 (aq)  Cu (s)
Están unidas por un puente
salino que evita que se
acumulen cargas del mismo
signo en cada semicelda.
Entre los dos electrodos se
genera una diferencia de
potencial que se puede medir
con un voltímetro.
Ánodo se lleva a cabo la oxidación:
– Zn – 2 e – → Zn2+.
Cátodo se lleva a cabo la
reducción:
– Cu2+ + 2 e – → Cu.
30

31. PILAS COMERCIALES.
Salina
Alcalina
De mercurio (botón)
31

32. ELECTRODO ESTÁNDAR DE
ELECTRODO ESTÁNDAR DE
HIDRÓGENO.
HIDRÓGENO.
La fuerza electromotriz dada por una pila galvánica, mide la diferencia de
potencial entre sus electrodos (fem = potencial cátodo - potencial ánodo)
Lo designaremos así: Epila = Ecát - E án
El potencial de los electrodos depende de las concentraciones de todas las
especies que intervienen en las semirreacciones de electrodo
Cuando las condiciones que aplicamos son las estándar (concentración de
los iones 1M, presión de los gases 1 atm y temperatura de 25 ºC) hablamos
entonces de fem estándar o normal:
º
º
Epila = E cát
º
- E án
El potencial absoluto de un electrodo no se puede medir,
por lo que se escoge uno como referencia y se le asigna
un valor arbitrario. El elegido es el electrodo estándar o
normal de hidrógeno (EEH)
º
EH +
= 0 V (a 25ºC)
H2
La reacción que ocurre en la superficie de platino es:
2H+ (aq, 1M) + 2e-
H2 (g, 1atm)
32

33. POTENCIAL ESTÁNDAR DE
POTENCIAL ESTÁNDAR DE
REDUCCIÓN.
REDUCCIÓN.
Los potenciales estándar de reducción de los distintos electrodos se determinan
formando pilas galvánicas entre ellos y el electrodo estándar de H2
Este ejemplo es una pila constituida por un electrodo formado por una barra de
cobre en una disolución 1M de iones Cu 2+ , a 25ºC, y el electrodo normal de
hidrógeno
El potencial de esta pila medido con un voltímetro es de 0,34 V
33

34. El potencial de un electrodo mide la tendencia a que en él se produzca una
reducción
En la pila
constituida con el
electrodo
estándar de
Cu2+/Cu y el EEH
Cátodo (reducción)
Cu2+ (aq) + 2e-
Ánodo (oxidación)
H2 (g)
Reacción global:
Cu2+ (aq) +
Cu (s)
2H+ (aq) + 2eH2 (g)
Cu (s) + 2H+ (aq)
La fem de la pila es 0,34 V
º
0,34v = Epila = E º
Cu2 +
− Eº +
Cu
H
= Eº
Cu2 +
H
− 0,00 ⇒ E º
Cu2 +
Cu
= 0,34v
Cu
0,34 es un valor relativo ⇒el potencial normal del electrodo Cu /Cu es 0,34 V mayor
que el de EEH
2H+ (aq) + 2eH2 (g)
Cátodo (reducción)
En la pila
constituida con el
Cd (s)
Cd2+ (aq) + 2eÁnodo (oxidación)
electrodo estándar
de Cd2+/Cd y el
Reacción global: 2H+ (aq) + Cd (s)
EEH
H2 (g) + Cd2+ (aq)
La fem de la pila es 0,40 V
º
0,40v = Epila = E º +
H
− Eº
H2
Cd2 +
= 0,00 − E º
Cd
Cd2 +
2+
⇒ Eº
Cd
Cd2 +
= −0,40v
Cd
El valor negativo indica que el electrodo de Cd es el ánodo y el EEH el
34
cátodo

35. • Las pilas producen una diferencia de potencial (∆Epila) que puede
considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de
los dos electrodos que la conforman.
• Consideraremos que cada semireacción de reducción viene dada por un
potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en
todas las pilas Ecatodo > Eánodo.
∆E = Ecátodo − Eánodo
• Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una
mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o
reducida.
• El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la
otra pareja de sustancia oxidante-reductora.
• ¿Qué especie se reducirá?
• Sencillamente, la que tenga un mayor potencial de
reducción.
35

36. Si el potencial de un electrodo es positivo, actúa de cátodo al conectarlo con el
EEH (se produce la reducción), por el contrario si es negativo, actúa de ánodo (y
se dará la oxidación)
El valor de
semirreacción:
º
Eox
red
indica en qué extensión está desplazada hacia la derecha la
Ox + neRed
º
Eox , mayor es la tendencia de la especie oxidante a
Cuanto mayor sea su potencial
red
reducirse ganando “n” electrones y, por tanto, menor es la tendencia de la especie
reductora a oxidarse, cediendo “n” electrones
36

37. PAR OXIDANTE-REDUCTOR
PAR OXIDANTE-REDUCTOR
CONJUGADOS.
CONJUGADOS.
Se denominan par oxidante - reductor conjugados a las especies oxidante y
reductor que se diferencien en “n” electrones
Cuanto más fuerte sea un oxidante, más débil es su reductor conjugado.
Las consecuencias que se pueden deducir son:
• El mejor oxidante es el flúor y el peor es el ión Li +. En consecuencia, el reductor
más débil es el ión F- y el más fuerte el litio metálico
• Un valor elevado de potencial, por ejemplo, de
agente oxidante fuerte:
Au3+ (aq) + 3e-
Eº 3+
Au
indica que el oro (III) es un
Au
Au (s)
y entonces el oro metálico, su reductor conjugado, es muy débil y tiene poca
tendencia a oxidarse a Au3+
º
EMg2 + indica que el ión Mg2+ es
• Por el contrario, un valor pequeño de
Mg
un agente oxidante débil y entonces su reductor conjugado, el magnesio
metálico, es un reductor fuerte con gran tendencia a oxidarse a Mg2+:
Mg (s)
Mg 2+ (aq) + 2e-
37

38. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES
ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES
REDOX
REDOX
Los valores de los potenciales estándar de reducción permiten predecir si
una
reacción redox es o no espontánea en un sentido determinado
Un ejemplo:
Zn2+ (aq) + Sn (s)
Zn (s) + Sn2+ (aq)
Esta reacción es el resultado de la suma de las semirreacciones:
Cátodo (reducción):
Zn2+ (aq) + 2e-
Ánodo (oxidación):
Sn (s)
Zn (s)
Sn2+ (aq) + 2e-
Para una pila con esta reacción, su potencial normal:
º
º
º
Epila = Ecát − E án = E º
Zn2 +
= −0,76 − ( − 0,14 ) = −0,62v
− Eº
Zn
Sn2 +
Sn
Como el potencial es negativo, significa que la reacción no es espontánea. Los
iones Sn2+ tienen más tendencia a reducirse a estaño que los iones Zn2+ a cinc, luego
el equilibrio está desplazado de derecha a izquierda
Zn2+ (aq) + Sn (s)
Zn (s) + Sn2+ (aq)
38

39. METALES FRENTE A ÁCIDOS.
METALES FRENTE A ÁCIDOS.
•
•
•
Según sea el potencial de reducción del metal menor o mayor que 0 reaccionará o no
reaccionará con los ácidos para [H+] = 1 M.
Toda pareja oxidante-reductora que tenga más tendencia a reducirse que los H + tendrán un
potencial de reducción E > 0.
– Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones normales: Cu + 2 H + → no
reacciona.
Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos tendencia a reducirse que los H + tendrán
un potencial de reducción E < 0.
– Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno:
Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2
39

40. Ejemplo: Decir si será espontánea la siguiente reacción redox:
Cl2(g) + 2 I– (aq)→ 2Cl– (aq) + I2 (s)
• La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:
• Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e–→ 2Cl–(aq)
• Oxid. (ánodo): 2 I–(aq) → I2 (s) + 2e–
• Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que
• ∆ Epila > 0:
∀ ∆ Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = +0’72 V > 0
• luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a
reducirse que las de I2).
40

41. Ejercicio Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M
de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO 3 . ¿Qué
electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila
correspondiente?
• ¿Qué especie se reduce?
• La que tenga mayor potencial de reducción. En este
caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.
• Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e–→ Ag(s)
• Oxid. (ánodo): Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e–
∀ ∆Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)
∆ Epila = 3,17 V
41

42. Ejercicio : Dada la
Par redox
Cl2 / Cl–
ClO4–/ClO3–
ClO3–/ClO2–
Cu2+/Cu0
SO32–/ S2–
SO42– / S2–
Sn 4+/Sn2+
Sn2+ / Sn0
E0 (V)
1,35
1,19
1,16
0,35
0,23
0,15
0,15
-0,14
siguiente tabla de potenciales normales expresados en voltios:
a) Escriba el nombre de: -La forma –
reducida del oxidante más fuerte. Cl
-Un catión que pueda ser oxidante
Sn2+
y reductor.
Sn0
-La especie más reductora.
ClO3–
-Un anión que pueda ser oxidante y reductor.
b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entre
especies de la tabla que correspondan a:
-Una oxidación de un catión por un anión.
ClO3– + Sn2+ + 2 H+ → ClO2– + Sn4+ + H2O
-Una reducción de un catión por un anión.
S2– + 4 Cu2+ + 4 H2O → SO42– + 8 H+ + 4 Cu
42

43. ELECTRÓLISI
ELECTRÓLISI
S.
S.
La electrólisis es el proceso en el que se consigue forzar una reacción redox no
espontánea mediante la aplicación de una fem (fuerza electromotriz o voltaje)
adecuada
Por
ejemplo
2 Na + Cl2
2 NaCl
2 NaCl
∆G < 0 ⇒ espontánea
2 Na + Cl2 ∆G > 0 ⇒ no espontánea
El recipiente
donde se
realiza la
electrólisis se
denomina
cuba
electrolítica
Ánodo (+)
Oxidación
Cátodo (-)
Reducción
Reacción global
Se puede obligar a
que los iones Clcedan 1e- a un ion
Na+, con una pila de
fem adecuada
2 Cl2 Na+ + 2e-
2 Na+ + 2 Cl-
Cl2 + 2e2 Na
Cl2 + 2 Na
Al igual que en la pila
galvánica se produce la
reducción en el cátodo
y la oxidación en el
ánodo, pero en la
electrólisis, el cátodo es
negativo y el ánodo es
positivo
43

44. E
º
=
pila
E
º
cát
-
º
Eán
=
- 2,71 - 1,36
=
- 4,07 V
El valor negativo del potencial indica que la reacción no es espontánea;
para forzar la electrólisis es necesario utilizar una pila cuya fem sea > 4,07 V
En la práctica, debido a la resistencia de los hilos conductores y de la propia
cuba electrolítica, es necesario aplicar una tensión mayor de 4,07 V
De forma general, en la electrólisis de una sal del tipo MmYn fundida, sucede lo
siguiente:
• Los cationes metálicos Mn+ avanzan hacia el cátodo donde se produce la
reducción de:
M n+ + neM
•Los aniones Ym- se dirigen al ánodo, donde entregan electrones, oxidándose
al estado elemental:
Y mY + neCuando se electroliza una sal en solución acuosa es más difícil predecir qué
reacciones se darán en los electrodos ya que tanto en el cátodo como en el
ánodo, además de producirse las reacciones de los iones correspondientes a
44
la sal, se producen las reacciones del agua

45. Reducción del agua:
2H2O (l) + 2e-
Oxidación del agua:
2H2O (l)
H2 (g) + 2OH- (aq)
O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e-
Para ver qué reacciones se producen habrá que comparar los potenciales
Por ejemplo en el caso de una disolución acuosa de NaCl, en el cátodo se reduce
el agua y no los iones Na+ debido a que Eo (H2O / H2 + OH-) > Eo (Na+ / Na)
SO 2- , NO - , H2O (OH-)
3
4
, X (halogenuros)
Facilidad para oxidarse en el ánodo
LAS LEYES DE FARADAY ..
LAS LEYES DE FARADAY
• La cantidad de una sustancia producida durante una electrólisis es
directamente proporcional a la intensidad de corriente y al tiempo que
circula por la misma, es decir, a la cantidad de electricidad (carga
eléctrica) que circula por el electrolito
• Para una misma carga eléctrica, la masa de una sustancia obtenida
45
en una electrólisis es proporcional a su equivalente gramo (eq)

46. Si lo aplicamos para una sustancia reducida cualquiera, la ecuación de la
semirreacción que tiene lugar en uno de los electrodos de una célula electrolítica
sería:
Mn+ + neM
Esto indica que deben fluir “n” moles de e- para que se deposite 1 mol del
metal M ⇒1 mol de e- deposita 1 mol / n del metal M. Sabemos que equivalente
gramo se define como 1 mol / n ⇒ 1 mol de e- depositan n equivalentes
En un proceso electrolítico, el paso de 1 Faraday de electricidad reduce en el
cátodo u oxida en el ánodo un equivalente gramo de la sustancia considerada
Dadas las siguientes semirreacciones de reducción catódicas, se puede
deducir que:
Cd2+ (aq) + 2e-
1 mol e- produce 1 mol Ag ⇒ 1 F produce 1 mol Ag = 1 eq
Ag (s)
Cd (s) 2 mol e- producen 1 mol Cd ⇒ 1 F produce 1/2 mol Cd = 1 eq
Au3+(aq) + 3e-
Au (s) 3 mol e- producen 1 mol Au ⇒ 1 F produce 1/3 mol Au = 1 eq
Ag (aq) + 1e
+
-
Algunas de las aplicaciones de las leyes son:
• Determinar con gran precisión el nº de Avogadro
• Determinar con gran precisión la carga eléctrica que ha pasado o la
intensidad de corriente que atraviesa la disolución de un electrolito
46

47. Electrorrefinado del
Cu.
•
•
Cuando la reacción redox no es espontánea en un
sentido, podrá suceder si desde el exterior se
suministran los electrones.
Si por ejemplo el electrodo de Magnesio hace de
ánodo y se oxida frente al de plata que hace de cátodo
formando una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar
la formación de Mg(s) (reducción) (la reacción
inversa que no es espontánea) si desde el exterior se
suministran los 3,17 V que se necesitan vencer (por
ejemplo usando una pila que proporcione mayor
voltaje).
© Editorial ECIR. Química 2º
Bachillerato.
•
•
•
La electrolisis se utiliza industrialmente
para obtener metales a partir de sales de
dichos metales utilizando la electricidad
como fuente de energía.
Se llama galvanoplastia al proceso de
recubrir un objeto metálico con una
capa fina de otro metal:
Ejemplo: Zn2+ + 2 e– → Zn (cincado)
(en este caso los electrones los suministra
la corriente eléctrica)
Electrodeposición de
Ag.
47

48. Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y
Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y
electrólisis.
electrólisis.
48

49. •
•
•
•
•
La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C y la de 1 mol de electrones (6’02
x 1023) es el producto de ambos números: 96500 C = 1 F.
Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal
monovalente o ½ mol de metal divalente, es decir, un equivalente del metal
(Mat/valencia).
1 equivalente precisa
neq (m (g)/Meq) precisarán
96500 C
Q
De la proporción anterior se deduce:
m
Q
neq = —— = —————
Meq
96500 C/eq
De donde, sustituyendo Q por I · t (más fáciles de medir) y despejando “m” se
obtiene:
m ( g) =
M eq × I × t
96500
M at × I × t
=
nº e × 96500 49

50. Ejemplo: Se realiza la electrólisis de un
disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar
una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la
cantidad de hierro depositado en el cátodo.
• El tricloruro en disolución estará disociado:
FeCl3 → 3 Cl– + Fe3+
• La reducción será: Fe3+ + 3 e– → Fe
Meq x I x t
(55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s
m (g) = ————— = —————————————
96500 C/eq
96500 C/eq
m (g) = 20,82 g
50

51. •
La reacción 2 Na + Cl2 → 2 NaCl es una reacción espontánea puesto que E(Cl2/2Cl–) >
E(Na+/Na)
Y lógicamente, la reacción contraria será no espontánea: 2 NaCl → 2 Na + Cl2
•
Red. (cátodo): 2 Na+(aq) + 2e– → 2 Na (s) Oxid. (ánodo): 2Cl–(aq) → Cl2(g) + 2e–
•
Epila = Ecatodo – Eánodo = –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 V
•
El valor negativo de Epila reafirma que la reacción no es espontánea. Pero
suministrando un voltaje superior a 4’07 V se podrá descomponer el NaCl en sus
elementos: Na y Cl2
•
51

52. Corrosión de los metales.
Corrosión de los metales.
• Un problema muy importante es la corrosión de
los metales; por ejemplo, el hierro:
• Oxid. (ánodo):
Fe (s) → Fe2+(aq) + 2e–
• Red. (cátodo):
O2(g) + 4 H+(aq) + 4e– → 2 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)
•
•
Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.
Gota de agua corroyendo una superficie de
hierro.
Sirve ara prevenir la corrosión.
Consiste en soldar a la tubería de hierro a
un ánodo de Mg que forma una pila con
el Fe y evita que éste se oxide, ya que que
quien se oxida es el Mg.
52