Reacciones de transferencia de electrones

BLOQUE IX
REACCIONES DE TRANSFERENCIA
DE ELECTRONES
(Reacciones Redox)
IES Luis Cobiella Cuevas
Curso 2013/14

2
Contenidos (1)Contenidos (1)
1.- Estado de oxidación.
2.- Concepto de oxidación y reducción.
2.1. Oxidantes y reductores.
3.-   Ajuste de ecuaciones redox.
3.1. Reacciones en medio ácido.
3.2. Reacciones en medio básico.
4.-   Valoraciones de oxidación-reducción.
5.-   Pilas electroquímicas.
5.1. Tipos de electrodos
5.2. Pilas Daniell
5.3. Pilas y baterías comerciales.

3
Contenidos (2)Contenidos (2)
6.- Potenciales de reducción estándar.
6.1.  Determinación del voltaje de una pila.
6.2.  Electrodo de Hidrógeno. Pilas con Hidrógeno
6.3. Espontaneidad de las reacciones redox.
7.-   Electrólisis.
7.1. Aplicaciones
7.2. Comparación polaridad en pilas y electrólisis.
7.3. Ecuación de Faraday
8.-   Aplicaciones industriales redox:
8.1. Electrólisis del cloruro de sodio.
8.2. Siderurgia y obtención de metales.
8.3. Corrosión.
8.4. Protección catódica.

4
HistoriaHistoria
El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar
que un compuesto incrementaba la proporción de átomos
de Oxígeno.
Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para
indicar una disminución en la proporción de oxígeno.

5
Estado de oxidación (E.O.)Estado de oxidación (E.O.)
(También número de oxidación).(También número de oxidación).
“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.
REPASO
REPASO

6
Principales estados de oxidación.Principales estados de oxidación.
Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.
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.
REPASO
REPASO

7
Cálculo deCálculo de
estado de oxidación (E.O.).estado de oxidación (E.O.).
La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0.
EjemploEjemplo: Calcular el E.O. del S en ZnSO4
E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0 ⇒ E.O.(S) = +6
Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.
REPASO
REPASO

8
Ejemplos de cálculo deEjemplos de cálculo de
estados de oxidación (E.O.).estados de oxidación (E.O.).
COCO2 2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes
con dos átomos de O más electronegativo que él.
Comparte los 4e–
, pero para saber cuales son los
E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el
O los gana, con lo cual la carga que tendría el C
sería “+4” y la del O “–2” ⇒ E.O. (C) = +4;
E.O. (O) = –2.
El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según
comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un
elemento más electronegativo (por ejemplo O).
REPASO
REPASO

9
Definición actualDefinición actual
OXIDACIÓN:: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación).
EjemploEjemplo: Cu → Cu2+
+ 2e–
REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
EjemploEjemplo: Ag+
+ 1e–
→Ag
Siempre que se produce una oxidaciónoxidación debe producirse
simultáneamente una reducciónreducción.
Cada una de estas reacciones se denomina semirreacciónsemirreacción.

10
Ejemplo: Cu +AgNOEjemplo: Cu +AgNO33
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).
Imagen cedida por © Grupo ANAYA
S.A. Química 2º de bachillerrato

11
Ejemplo: Zn + Pb(NOEjemplo: Zn + Pb(NO33))22
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).
Imagen cedida por © Grupo ANAYA
S.A. Química 2º de bachillerrato

12
Ejemplo: Zn + HClEjemplo: Zn + HCl(aq)(aq)
Al añadir HCl(ac)
sobre Zn(s) se produce
ZnCl2y se desprende
H2(g) que, al ser un gas
inflamable, produce
una pequeña explosión
al acercarle un cerilla
encendida.

13
Ejemplo:Ejemplo: Comprobar que la reacción de formaciónComprobar que la reacción de formación
de hierro: Fede hierro: Fe22OO33 + 3 CO+ 3 CO →→ 2 Fe + 3 CO2 Fe + 3 CO22 es unaes una
reacción redox. Indicar los E.O. de todos losreacción redox. Indicar los E.O. de todos los
elementos antes y después de la reacciónelementos antes y después de la reacción
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2
ReducciónReducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a
“0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3
electrones).
Oxidación: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).

14
Oxidantes y reductoresOxidantes y reductores
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:Ejemplo:
Zn + 2AgZn + 2Ag++
→→ Zn Zn2+2+
+ 2Ag + 2Ag
OxidaciónOxidación: Zn (reductor) → Zn2+
+ 2e–
ReducciónReducción: Ag+
(oxidante) + 1e–
→ Ag

Ejercicio A: Formule, complete y ajuste las
siguientes reacciones, justificando de que tipo son: a)
Cloruro de hidrógeno más amoniaco.
b) Carbonato cálcico más calor. c) Cloro más sodio.
d) Ácido sulfúrico más zinc metal
a)a) HCl + NH3 → NH4Cl
Ácido-baseÁcido-base. No cambia ningún E.O.
b)b) CaCO3 → CaO + CO2 (∆H<0)
DescomposiciónDescomposición. No cambia ningún E.O.
c)c) ½ Cl2 + Na → NaCl
E.O.: 0 0 +1 –1 RedoxRedox
d)d) H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
E.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0 RedoxRedox

16
Ajuste de reacciones redox (método del ion-electrón)Ajuste de reacciones redox (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.

17
Etapas en el ajuste redoxEtapas en el ajuste redox
Ejemplo:Ejemplo: Zn + AgNOZn + AgNO33 →→ Zn(NOZn(NO33))22 + Ag+ Ag
Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.
Zn(0) → Zn(+2); Ag (+1) → Ag (0)
Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones
que existan realmente en disolución ajustando el nº de
átomos: (Zn, Ag+
, NO3
–
, Zn2+
, Ag)
OxidaciónOxidación: Zn → Zn2+
+ 2e–
ReducciónReducción: Ag+
+ 1e–
→ Ag

18
Etapas en el ajuste redox (cont).Etapas en el ajuste redox (cont).
Tercera: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.
OxidaciónOxidación: Zn → Zn2+
+ 2e–
ReducciónReducción: 2Ag+
+ 2e–
→ 2Ag
R. globalR. global:: Zn + 2Ag+
+ 2e–
→ Zn2+
+ 2Ag + 2e–

19
Etapas en el ajuste redox (cont).Etapas en el ajuste redox (cont).
Cuarta: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 AgNOZn + 2 AgNO33 →→ Zn(NOZn(NO33))22 + 2 Ag+ 2 Ag

20
Ajuste de reacciones en disolución acuosa ácida o básica.Ajuste de reacciones en disolución acuosa ácida o básica.
Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O
(ej SO4
2–
), el ajuste se complica pues aparecen también
iones H+
, OH–
y moléculas deH2O.
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.

21
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido
KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Primera: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+
+ SO4
2–
– KI → K+
+I–
– MnSO4→Mn2+
+ SO4
2–
– K2SO4→ 2K+
+ SO4
2–
– I2 y H2O están sin disociar.

22
Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones
que existan realmente en disolución ajustando el nº de
átomos:
OxidaciónOxidación: 2 I–
→ I2 + 2e–
ReducciónReducción: MnO4
–
+ 8 H+
+ 5e–
→ Mn2+
+ 4 H2O
Los 4 átomos de O del MnO4
–
han ido a parar al H2O,
pero para formar ésta se han necesitado además 8 H+
.

23
Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar
las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:
Ox.Ox.: 5 x (2 I–
→ I2 + 2e–
)
Red.Red.: 2 x (MnO4
–
+ 8 H+
+ 5e–
→ Mn2+
+ 4 H2O
Reacción globalReacción global:
10 I–
+ 2 MnO4
–
→ 5 I2 + 2 Mn2+
+ 8 H2O
+ 16 H+
+ 10 e–
+ 10 e–

24
Cuarta: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.

25Ejercicio B:Ejercicio B: a)a) Ajuste la siguiente reacción escribiendo lasAjuste la siguiente reacción escribiendo las
semirreacciones de oxido-reducción que se producen HClO + NaClsemirreacciones de oxido-reducción que se producen HClO + NaCl →→
NaClO + HNaClO + H22O + ClO + Cl22
b)b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1 M queM que
sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masassería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas
atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1
a)a) Oxidación: 2 Cl–
– 2 e–
→ Cl2
Reducción: 2 ClO–
+ 4 H+
+ 2 e–
→ Cl2 + 2 H2O
R. global: 2 Cl–
+ 2 ClO–
+ 4 H+
→ 2 Cl2 + 2 H2O
44 HClO+ 22 NaCl 22 Cl2+2 NaClO + 22 H2O
Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes:
2 HClO + NaCl → Cl2 + NaClO + H2O
b)b) 2 mol 71 g
———— = ——— ⇒ n(HClO) = 0, 28 mol
n(HClO) 10 g
V= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxl–1
= 2,8 L2,8 L

26
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico
CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Primera: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 SO4
2–
– KClO3→ K+
+ClO3
–
– KOH→K+
+ OH–
– K2CrO4→ 2 K+
+ CrO4
2–
– KCl→K+
+ Cl–
– K2SO4→ 2K+
+ SO4
2–
– H2O está sin disociar.

27
Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o
iones que existan realmente en disolución ajustando
el nº de átomos:
OxidaciónOxidación: Cr3+
+ 8 OH–
→ CrO4
2–
+ 4 H2O + 3e–
Los 4 átomos de O que se precisan para formar el
CrO4
–
provienen de los OH–
existentes en el medio
básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos
van a parar al H2O junto con todos los átomos de H.
ReducciónReducción: ClO3
–
+ 3 H2O + 6e–
→ Cl–
+ 6 OH–
Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos
de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.

28
Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las
dos semirreacciones, éstos desaparezcan:
Ox.Ox.: 2 x (Cr3+
+ 8 OH–
→ CrO4
2–
+ 4 H2O + 3e–
)
Red.Red.: ClO3
–
+ 3 H2O + 6e–
→ Cl–
+ 6 OH–
Reacción globalReacción global:
2 Cr3+
+ 16 OH–
+ ClO3
–
→ 2 CrO4
2–
+ 8 H2O
+ 3 H2O + 6 e–
+ 6 e–
+ Cl–
+ 6 OH–
2 Cr3+
+ 10 OH–
+ ClO3
–
→ 2 CrO4
2–
+ 5 H2O + Cl–

29
Cuarta: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 + 1 KClO3 →
2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4
La 3 moléculas de K2SO4(sustancia que no interviene en la
reacción redox) se obtienen por tanteo.

30
Valoración redoxValoración 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.
- -
( nº e perd) (nº e gan.)×[ ]× = ×[ ]×ox redV oxidante b V reductor a

31
Valoración redox (cont.)Valoración redox (cont.)
Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto
de masa equivalente, y el de normalidad.
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:
De esta manera: neq(oxidante) = neq(reductora)
Es decir:
Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de
qué sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia
se transforma (semirreacción).
× = ×ox ox red redV N V N
=
º
eq
M
M
n dee−

32
Ejemplo:Ejemplo: Se valoran 50 ml de una disolución de FeSOSe valoran 50 ml de una disolución de FeSO44 aciduladaacidulada
con Hcon H22SOSO44 con 30 ml de KMnOcon 30 ml de KMnO44 0,25 M.¿Cuál será la0,25 M.¿Cuál será la
concentración del FeSOconcentración del FeSO44 si el MnOsi el MnO44
––
pasa a Mnpasa a Mn2+2+
??
Red.Red.: MnO4
–
+ 8 H+
+ 5e–
→ Mn2+
+ 4 H2O
Oxid.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 M0,75 M
50 ml

33
Ejercicio C:Ejercicio C: Cuando se hace reaccionarCuando se hace reaccionar
permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen,permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen,
entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloroentre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro
molecular.molecular. a)a) Ajuste y complete la reacción . Calcule los pesosAjuste y complete la reacción . Calcule los pesos
equivalentes del oxidante y del reductor.equivalentes del oxidante y del reductor. b)b) Calcule el volumenCalcule el volumen
de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá alde cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al
hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con excesohacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso
de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9;de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9;
O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L KO=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K-1-1
molmol-1-1
..
a) Oxidación: (2 Cl–
– 2 e–
→ Cl2)·5
Reducción: (MnO4
–
+ 8 H+
+ 5 e–
→ Mn2+
+ 4 H2O)·2
R. global: 2 MnO4
–
+ 16 H+
+ 10 Cl–
→ 2 Mn2+
+ 5 Cl2
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl

34
a) Oxidación: (2 Cl–
– 2 e–
→ Cl2)·5
Reducción: (MnO4
–
+ 8 H+
+ 5 e–
→ Mn2+
+ 4 H2O)·2
R. global: 2 MnO4
–
+ 16 H+
+ 10 Cl–
→ 2 Mn2+
+ 5 Cl2
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl
Masa equivalenteMasa equivalente
Oxidante: KMnO4 (158/5) g/eq = 31,631,6
g/eqg/eq
Reductor: HCl (36,5/1) g/eq = 36,5 g /eq36,5 g /eq
b)
2 KMnO4 + 16 HCl → 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 8 H2O +2 KCl
2·158 g 5·22,4 L
———— = ———— ⇒ V(Cl2) = 35,44 L35,44 L
100 g V(Cl2)

35
Tipos de reacciones redoxTipos 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):
Pilas voltaicasPilas voltaicas
Reacciones no espontáneas (se producen sustancias
químicas a partir de energía eléctrica suministrada):
ElectrólisisElectrólisis

36
Pilas voltaicas.Pilas voltaicas.
Si se introduce una barra de Zn en una
disolución de CuSO4 (Cu2+
+ SO4
2–
) se producirá
espontáneamente la siguiente reacción:
Cu2+
(aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+
(aq)
El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+
se
reduce (los gana).
Si hacemos que las reacciones de oxidación y
reducción se produzcan en recipientes
separados, los electrones circularán (corriente
eléctrica).

37
Tipos de electrodos.
Se llama así a cada barra metálica sumergida en una
disolución del mismo metal. En una pila hay dos
electrodos:
ÁnodoÁnodo: Se lleva a cabo la oxidación
– Allí van los aniones.
– En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.
CátodoCátodo: Se lleva a cabo la reducción
– Allí van los cationes.
– En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.

38
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.
©Ed.ECIR.Química2ºBach.

39
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.
© Ed. ECIR. Química 2º Bach.
PilaPila
DaniellDaniell

40
Representación esquemática de una pilaRepresentación esquemática de una pila
La pila anterior se representaría:
Ánodo Puente salino Cátodo
Zn (s)  ZnSO4(aq)  CuSO4 (aq)  Cu (s)
ÁnodoÁnodo se lleva a cabo la oxidación:oxidación:
– Zn – 2 e –
→ Zn2+
.
CátodoCátodo se lleva a cabo la reducción:reducción:
– Cu2+
+ 2 e –
→ Cu.

41
Pilas comerciales.Pilas comerciales.
(Imágenes cedidas por © Grupo ANAYA. S.A. Química 2º Bachillerato)
Alcalina De mercurio (botón)Salina

42
Potencial de reducción.Potencial de reducción.
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.
∆ = −pila catodo cnodoE E E

43
Potencial de reducción (cont).Potencial de reducción (cont).
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.

44
Electrodos de Hidrógeno.Electrodos de Hidrógeno.
Al potencial de reducción del electrodo de hidrógeno se le
asigna por convenio un potencial de 0’0 V para [H+
] = 1 M.
Reac. de reducción:Reac. de reducción: 2 H+
+ 2 e–
→ H2
Un electrodo de hidrógeno es una lámina de platino sobre
el que se burbujea H2 a una presión de 1 atm a través de
una disolución 1 M de H+
.

45
Tabla deTabla de
potencialespotenciales
de reducciónde reducción
Sistema Semirreacción E° (V)
Li+
/ Li Li+
1 e–
→ Li –3,04
K+
/ K K+
+ 1 e–
→ K –2,92
Ca2+
/Ca Ca2+
+ 2 e–
→ Ca –2,87
Na+
/ Na Na+
+ 1 e–
→ Na –2,71
Mg2+
/ Mg Mg2+
+ 2 e–
→ Mg –2,37
Al3+
/ Al Al3+
+ 3 e–
→ Al –1,66
Mn2+
/ Mn Mn2+
+ 2 e–
→ Mn –1,18
Zn2+
/ Zn Zn2+
+ 2 e–
→ Zn –0,76
Cr3+
/ Cr Cr3+
+ 3 e–
→ Cr –0,74
Fe2+
/ Fe Fe2+
+ 2 e–
→ Fe –0,41
Cd2+
/ Cd Cd2+
+ 2 e–
→ Cd –0,40
Ni2+
/ Ni Ni2+
+ 2 e–
→ Ni –0,25
Sn2+
/ Sn Sn2+
+ 2 e–
→ Sn –0,14
Pb2+
/ Pb Pb2+
+ 2 e–
→ Pb –0,13
H+
/ H2 2 H+
+ 2 e–
→ H2 0,00
Cu2+
/ Cu Cu2+
+ 2 e–
→ Cu 0,34
I2
/ I–
I2
+ 2 e–
→ 2 I–
0,53
MnO4
–
/MnO2 MnO4
–
`
+ 2 H2
O + 3 e–
→ MnO2
+ 4 OH–
0,53
Hg2+
/ Hg Hg2+
+ 2 e–
→ 2 Hg 0,79
Ag+
/ Ag Ag+
+ 1 e–
→ Ag 0,80
Br2
/ Br–
Br2
+ 2 e–
→ 2 Br–
1,07
Cl2
/ Cl–
Cl2
+ 2 e–
→ 2 Cl–
1,36
Au3+
/ Au Au3+
+ 3 e–
→ Au 1,500

46
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

48
Ejemplo:Ejemplo: Decir si será espontánea la siguienteDecir si será espontánea la siguiente
reacción redox: Clreacción redox: Cl22(g) + 2 I(g) + 2 I––
(aq)(aq)→→ 2Cl2Cl––
(aq) + I(aq) + I22 (s)(s)
La reacción dada es la suma de las siguientes
semirreacciones:
RedRed. (cátodo):. (cátodo): Cl2(g) + 2e–
→ 2Cl–
(aq)
Oxid.Oxid. (ánodo):(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 espontáneaespontánea (las moléculas de Cl2 tienen más
tendencia a reducirse que las de I2).

49Ejercicio D:Ejercicio D: Una pila consta de un electrodo de MgUna pila consta de un electrodo de Mg
introducido en una disolución 1 M de Mg(NOintroducido en una disolución 1 M de Mg(NO33))22 y uny un
electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNOelectrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO33 ..
¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será
el voltaje de la pila correspondiente?el voltaje de la pila correspondiente?
¿Qué especie se reduce?¿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.
RedRed. (cátodo):. (cátodo): Ag+
(aq) + 1e–
→ Ag(s)
Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): Mg(s) → Mg2+
(aq) + 2e–
∆Epila= Ecatodo– Eánodo= +0,80 V – (–2,37 V)
∆∆EEpilapila = 3,17 V= 3,17 V

50
Ejercicio E:Ejercicio E: Dada laDada la
siguiente tabla de potencia-siguiente tabla de potencia-
les normales expresados en voltios:les normales expresados en voltios:
a)a) Escriba el nombre de: -La formaEscriba el nombre de: -La forma
reducida del oxidante más fuerte.reducida del oxidante más fuerte.
-Un catión que pueda ser oxidante-Un catión que pueda ser oxidante
y reductor.y reductor.
-La especie más reductora.-La especie más reductora.
-Un anión que pueda ser oxidante y reductor.-Un anión que pueda ser oxidante y reductor.
b)b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entreEscriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entre
especies de la tabla que correspondan a:especies de la tabla que correspondan a:
-Una oxidación de un catión por un anión.-Una oxidación de un catión por un anión.
-Una reducción de un catión por un anión.-Una reducción de un catión por un anión.
Cuestión de
Selectividad
(Junio 98)
Cuestión de
Selectividad
(Junio 98)
Par redox E0
(V)
Cl2 / Cl–
1,35
ClO4
–
/ClO3
–
1,19
ClO3
–
/ClO2
–
1,16
Cu2+
/Cu0
0,35
SO3
2–
/ S2–
0,23
SO4
2–
/ S2–
0,15
Sn4+
/Sn2+
0,15
Sn2+
/Sn0
-0,14
Cl–
Sn2+
Sn0
ClO3
–
ClO3
–
+ Sn2+
+ 2 H+
→ ClO2
–
+ Sn4+
+ H2O
S2–
+ 4 Cu2+
+ 4 H2O → SO4
2–
+ 8 H+
+ 4 Cu

51
ElectrólisisElectrólisis
Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido,
podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones.
En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de Magnesio
hacía de ánodo y se oxidaba frente al de plata que hacía de
cátodo formando una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la
formación de Mg(s) (reducción) si desde el exterior se
suministran los 3,17 V que se necesitan vencer (por ejemplo
usando una pila que proporcione mayor voltaje).

52
Aplicaciones de la electrólisis.Aplicaciones de la electrólisis.
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:Ejemplo: Zn2+
+ 2 e–
→ Zn (cincado)
(en este caso los electrones los suministra la
corriente eléctrica)

53
Aplicaciones de la electrólisis.Aplicaciones de la electrólisis.
© Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato.
Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.

54
Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas yComparación de la polaridad de los electrodos en pilas y
electrólisis.electrólisis.
© ECIR. Química 2º Bachillerato

55
Electrólisis. Ecuación de Faraday.Electrólisis. Ecuación de Faraday.
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 96500 C
neq (m (g)/Meq) precisarán Q

56
Ecuación de Faraday (cont.).Ecuación de Faraday (cont.).
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:
× × × ×
= =
×-
( )
96500 º 96500
eq at
M I t M I t
m g
n e

57
Ejemplo:Ejemplo: Se realiza la electrólisis de unSe realiza la electrólisis de un
disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasardisolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar
una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula launa corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la
cantidad de hierro depositado en el cátodo.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) =m (g) = 20,82 g20,82 g

58
Ejercicio F:Ejercicio F: Una corriente de 4 amperiosUna corriente de 4 amperios
circula durante 1 hora y 10 minutos a través de doscircula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos
células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato decélulas electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de
cobre (II) y cloruro de aluminio,cobre (II) y cloruro de aluminio, a)a) Escriba las reacciones que seEscriba las reacciones que se
producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.
b)b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habránCalcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán
depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0.depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0.
Constante de Faraday : F = 96500 C·eqConstante de Faraday : F = 96500 C·eq-1-1
a)a) Cu2+
+ 2 e–
→ Cu ; Al3+
+ 3 e–
→ Al
b)b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s
m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g5,53 g
96500 C/eq 96500 C/eq
Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s
m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g1,57 g
96500 C/eq 96500 C/eq

59
Ejercicio F:Ejercicio F: La figura adjunta representa una celda para la obtenciónLa figura adjunta representa una celda para la obtención
de cloro mediante electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones:de cloro mediante electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones:
a)a) Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.
b)b) Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción.Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción. c)c) LaLa
disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se producedisolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se produce
modificación del pH durante la electrólisis? ¿Por qué?modificación del pH durante la electrólisis? ¿Por qué? d)d) ¿Por qué¿Por qué
se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico?se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico?

60
Solución:Solución:
a)a) Ánodo:Ánodo: 2 Cl–
(aq) → Cl2 (g) + 2 e–
(1)
Cátodo:Cátodo: 2 H+
(aq) + 2 e–
→ H2 (g) (2)
b)b) Oxidación:Oxidación: ánodo (1). ReducciónReducción: cátodo (2).
c)c) Al ir disminuyendo [H+
], el pH va aumentando
puesto que los OH–
traspasan el diafragma poroso
para compensar la perdida de Cl–
.
d)d) Porque el potencial de reducción del H2es mayor
que el del Na. y se precisa menos voltaje para que se
produzca la electrólisis.
El del H2 [2 H+
(aq) + 2e–
→ H2 (g)] es 0,0 V y se
toma como unidad, mientras que el del Na
[Na+
(aq) + 1e–
→ Na (s)] es negativo (el Na, al ser
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)

61
Electrólisis del NaClElectrólisis del NaCl
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
RedRed. (cátodo):. (cátodo): 2 Na+
(aq) + 2e–
→ 2 Na (s) Oxid.Oxid.
(ánodo):(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

63
Corrosión.Corrosión.
Gota de agua corroyendo
una superficie de hierro.
© Ed. Santillana. Química 2º
Un problema muy
importante es la corrosión
de los metales; por ejemplo,
el hierro:
Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo):
Fe (s) → Fe2+
(aq) + 2e–
RedRed. (cátodo):. (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)

64
Protección catódica.Protección catódica.
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.
Tubería protegida por un ánodo de
Magnesio.
© Grupo ANAYA S.A. Química 2º.

Reacciones de transferencia de electrones

Más contenido relacionado

La actualidad más candente (20)

Similar a Reacciones de transferencia de electrones (20)

Más de Francisco Rodríguez Pulido (20)

Último (20)

Reacciones de transferencia de electrones