Este documento presenta la unidad de química sobre reacciones de oxidación-reducción, pilas eléctricas y electroquímica. Incluye tres trabajos prácticos sobre reacciones redox, la pila de Daniell y electrodepósito de cobre. También lista bibliografía relevante y ejercicios para practicar los conceptos cubiertos en la unidad.

1. Química 5º año
Profesora : Griselda Ayala
UNIDAD Nº : Reacciones Químicas Oxidación –reducción.
Reacciones de desplazamiento. Pilas. Pila de Daniell. Pila de Volta. Potenciales de reducción.
Construcción de pilas. Método ion- electrón. Electrólisis.
• Trabajo práctico Nº1: Reacciones de oxidación reducción
•Trabajo práctico Nº2: Trabajo experimental: Pila de Daniell.
•Trabajo práctico Nº3 Electro deposición del cobre
BIBLIOGRAFÍA:
• Guías de aprendizaje y ejercitación elaboradas por la profesora.
• J. Botto y otros. Quí. Química. Ed Tinta Fresca. Buenos Aires. 2006. Cap: 3 pag 46 a 71 y Cap: 4,
pag. 72 a 85.
• M. A. Dal Fávero y otros. Química activa Polimodal. Ed. Puerto de palos. Argentina, 2002. Cap 3 y
4.
• Helena Cereti . Experimentos en contexto. Química. Manual de laboratorio.
Cuando se quema una cosa, cualquiera sea la ocasión, la reacción química que se produce es
-1- Ayala G.

2. siempre una oxidación. Hill. Kolb
Las reacciones químicas se pueden clasificar de varias maneras. En esta unidad
estudiaremos un grupo de reacciones llamadas reacciones de reducción oxidación ( o
redox). Los dos procesos (oxidación – reducción) siempre se llevan a cabo al mismo tiempo.
No puede haber uno sin el otro.
Nuestras células oxidan alimentos para obtener la energía que necesitan para mantenerse
con vida. Las plantas verdes utilizan la energía de la luz solar para producir alimentos por
reducción de dióxido de carbono. Obtenemos los metales de sus menas por reducción, y
después lo perdemos por corrosión, a medida que se oxidan. Sostenemos nuestra
civilización tecnológica oxidando combustibles fósiles (hulla, gas natural, y petróleo) a fin
de obtener energía química que las plantas almacenaron en estos materiales hace millones
de años.
Las transformaciones químicas y la energía eléctrica.
Existen muchos tipos de reacciones químicas, algunas reacciones van acompañadas
de cambios de oxidación de algunos elementos. Se puede asociar el cambio de número de
oxidación con una transferencia total o parcial de electrones. Otras reacciones ( como
hemos estudiado en la unidad anterior, reacciones de neutralización, los elementos no
cambian su nº de oxidación.
Si se comprenden los cambios de nº de oxidación, se puede esclarecer fenómenos como la
acción de un desinfectante hasta el funcionamientos de una pila.
El concepto de oxidación y reducción es mas amplio. Cuando nos referimos a la
estructura del átomo dijimos que en ciertas circunstancias algunos átomos pueden ceder
electrones de su último nivel y formar ion de carga (+) o catión.
Mg 0 → Mg 2 + + 2e − pérdida de electrones: oxidación. Los e- perdidos se escriben en el segundo miembro de la ecuación.
S 0 + 2e − → S 2− reducción: ganancia de e-. El S se reduce y los electrones van en el 1º miembro de la ecuación.
Sin embargo cada una de estas reacciones no pueden existir aisladamente. Los
electrones que deja el magnesio deben ser tomado por algún otro elemento.
Podríamos escribir estas dos reacciones en una.
Mg 0 → Mg 2 + + 2e −
S 0 + 2e − → S 2− Cada una de estas reacciones parciales se llama hemirreacción.
Mg + S + 2e − → Mg 2+ + S 2− + 2e
La reacción final: reacción oxidación reducción, llamada reacciones redox. La
característica de la reacción redox es el intercambio de electrones.
Recuerde que el número y la carga que tiene cada ion es su nº de oxidación y tiene que ver
con el nº de electrones que el átomo perdió o ganó. Si observamos esta notación:
Ag+: interpretamos que el átomo perdió 1e-
P3-: interpretamos que el átomo ganó 3 e-
Si observa las reacciones puesta como ejemplo; verá que en la oxidación aumenta el nº de
oxidación y en la reducción ese nº disminuye.
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3. Ejercicio:
1. En las siguientes ecuaciones incompletas, agregue el nº correspondiente de
electrones.
a. Fe 2+ → Fe 3+ + .....
b. Cu 2+ + ....e − → Cu 0
c. 2Cl 1− → Cl 2 + ....e −
0
d. Cr 3+ + ....e − → Cr 0
2. Calcular el número de oxidación de cada elemento de los siguientes compuestos:
a. MnO2
b. HCLO4
c. Br2O
d. K2SO4
Antes de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones de la
media REDOX daremos unas definiciones importantes.
AGENTE OXIDANTE
Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se
reduce en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro
elemental con calcio:
Ca0 + Cl2 (0)-----> CaCl2
El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número de
oxidación pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como:
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4. 2e-+Cl20---> 2Cl1-
En resumen:
Agente oxidante: Gana electrones y Disminuye su número de oxidación
AGENTE REDUCTOR
Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se
oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo, cuando
se hacen reaccionar cloro elemental con calcio:
Ca0 + Cl20 -->CaCl2
El calcio es el agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o número
de oxidación pasa de 0 a 2+. Esto se puede escribir como:
Ca0 -->Ca2+ + 2e-
En resumen:
Agente reductor = Pierde electrones y Aumenta su número de oxidación.
Hasta ahora analizamos casos en que un elemento, ya sea un metal o no metal se transforma
en un ion perdiendo o ganando electrones. También ocurre oxidaciones entre compuestos ya
sean iónicos o covalentes. Pero... ¿Cómo saber el número de oxidación de un elemento forma
parte de un compuesto covalente y por eso no forma iones?
1. Todo elemento libre (no está combinado) tiene un número de oxidación , ejemplo :
0
H2 .
2. El oxígeno en la mayoría de los compuestos tiene un nº de oxidación -2. Sin
embargo, en los peróxidos tiene carga -1.
3. El hidrógeno tiene carga +1 pero hay una excepción: cuando está combinado con
metales mas electropositivos que el grupo I y II.
4. En todo compuesto la suma algebraica de cargas positivas y negativas es igual a 0.
Balance de ecuación por método ion electrón.
Tomaremos como ejemplo la siguiente ecuación:
FeCl 3 + SnCl 2 → FeCl 2 + SnCl 4
Fe +3 + 3Cl −1 + Sn + 2 + 2Cl −1 → Fe + 2 + 2Cl − + Sn + 4 + 4Cl −1
( )
2 1e − + Fe 3+ → Fe 2+ .hemirreacción.......................................
1( Sn 2+
→ Sn 4 + + 2e − ).hemirreacción.......................................
2e − + 2 Fe 3+ + Sn 2+ → 2 Fe 2+ + Sn 4+ + 2e −
1. Debemos verificar si hay cambios de electrones.
2. Podemos observar que especie pierde electrones y gana electrones.
3. Se disocian cada uno de los compuestos.
4. Escribimos cada una de las hemirreacciones, nos preguntamos: - ¿qué se oxida?
¿qué se reduce?¿cuál es el agente oxidante? Cuál es agente reductor?. Te
habrás dado cuenta que en toda reacción química redox el número de electrones
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5. que se pierde y se gana es el mismo. Observando estas reacciones vemos que el
elemento que cede electrones se oxida y permite que el otro los tome y se
reduzca, por lo tanto es el agente reductor. Al contrario, el elemento que toma
electrones se reduce y permite que el otro los pierda y se oxide, es el agente
oxidante.
5. Puede suceder que el nº de moles de átomos no es el mismo; se igualan masas, en
ambos miembros de la hemirreacción. Del mismo modo se igualan cargas.
6. Como el nº de electrones no es el mismo, para igualarlo debemos multiplicar la
primera ecuación por la segunda y luego sumar ambas, miembro a miembro
cancelando los electrones
Los coeficientes obtenidos se colocan en la ecuación dada para igualar, queda así:
elemento Nº de moles de átomos en los Nº de atomos en los
reactivos productos
Fe 2 2
Cl 8=(2x3+2) 8=(2x2+4)
Sn 1 1
Ejemplo 2: Sn + HNO3 → SnO2+ NO + H 2 O
elemento Nº de moles de átomos en los Nº de atomos en los
reactivos productos
Para investigar:
1. Diferencie electrólisis de celda galvánica o pila de Daniell.
2. ¿Qué es un Cátodo?¿Qué es un ánodo?
3. ¿Cuál es el origen de la energía eléctrica que produce una pila?
4. Explicar las características de pila seca y pila alcalina?
5. ¿Cuál es el funcionamiento de las pilas recargables?
6. ¿A qué llamamos corrosión? ¿Qué métodos anticorrosivos se utilizan?
Actividades:
1. Clasificar las siguientes hemirreacciones según sea de oxidación y de reducción.
Ajustar.
1+
a. Hg → Hg
0
b. Cu 0 → Cu 2+
c. Br 1− → Br20
d. Al 3+ → Al 0
2. Completar las siguientes afirmaciones:
a. Un elemento se oxida cuando..............
b. Un oxidante se................... porque gana..............
c. Un reductor................... electrones a otro elemento y se ...............
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6. 3. Determinar cuáles de las siguientes ecuaciones no balanceadas corresponden a
reacciones redox. Indicar en cada una de estas el agente oxidante y el
reductor:
a. Zn + HCl → ZnCl 2 + H 2
b. KCl + AgNO3 → AgCl + KNO3
c. KClO3 + I 2 + H 2 O → KCl + HIO3
d. H 2 SO4 + NaOH → Na 2 SO4 + H 2 O
4. Nombrar las especies que intervienen según nomenclatura IUPAC y tradicional.
5. En las siguientes ecuaciones, identificar los elementos que cambian su nº de
oxidación e individualizar los agentes oxidantes y reductores.
a. SO3 + H 2 → SO2 + H 2 O
b. MnO2 + 4 HCl → MnCl 2 + 2 H 2 O + Cl 2
c. 2 K 2 CrO4 + 2 HCl → 2 KCl + H 2 O + K 2 Cr2 O7
d. Br2 + H 2 O → HBrO + HBr
e. Al 2 O3 + 3H 2 → 2 Al + 3H 2 O
6. El hipoclorito de sodio se emplea en solución acuosa como desinfectante y
desodorizante por su acción bactericida bajo el nombre comercial de agua
lavandina. Se produce industrialmente por burbujeo de cloro gaseoso en una
solución de hidróxido de sodio, obteniéndose como subproducto cloruro de
sodio.
a. Escribir la ecuación química correspondiente, balanceándola por método
ion electrón.
b. Identificar en los reactivos cuál es la especie oxidante y cuál es la
reductora.
c. Nombrar a todos los compuestos involucrados según la nomenclatura
IUPAC.
7. Igualar las siguientes ecuaciones por método ion electrón.
a. FeSO4 + HNO3 + H 2 SO4 → Fe2 ( SO4 ) 3 + NO + H 2 O
b. FeSO4 + KClO3 + H 2 SO4 → Fe2 ( SO4 ) 3 + K 2 SO4 + Cl 2 + H 2 O
c. K 2 Cr2 O7 + FeCl 2 + HCl → CrCl 3 + FeCl3 + KCl + H 2 O
d. KMnO4 + KI + H 2 SO4 → MnSO4 + I 2 + H 2 O + K 2 SO4
e. Cu + HNO3 → Cu ( NO3 ) 2 + NO2 + H 2 O
f. ClO 1− + I 1− → Cl 1− + I 2
0
Fotografía
La fotografía está basada en el hecho de que ciertas sustancias son sensibles a la acción de la luz, son
fotosensibles. Cuando están expuestas a esta radiación, sufren cambios.
Una de las sustancias es el bromuro de plata (AgBr) que la luz oscurece hasta volverla casi negra, hecho que se
conocía ya en el siglo XVIII. Una mezcla de esta sustancia con gelatina forma una emulsión fotográfica, que se
extiende sobre la superficie y se deja endurecer. Esa superficie al comienzo fue una lámina de vidrio, luego un
plástico llamado celuloide, que se abandonó por ser muy inflamable, y actualmente es una película transparente
de acetato de celulosa. El fundamento químico de la fotografía es: al dirigir sobre lapelícula la luz que refleja el
objeto que queremos fotografiar, se produce una transformación en el AgBr, que consiste en la reacción
redox(complete)
Br 1− → Br 0 + ........( se...............)
Ag 1+ + .......... → Ag 0 ( se.............)
La Ag, en grano muy fino es negra y cubre las zonas de la película donde la luz llegó. Mientras el AgBr no
alcanzado por la luz, queda blanco. Este es el negativo de la película.
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