1. Ecuación oxidación - reducción
2. Número de oxidación
3. Ajustes REDOX por el método del ión - electrón
4. Pilas voltaicas
5. Relación entre energía química y eléctrica
6. Ejemplos de utilización
7. Ecuación de Nerst
8. Corrosión
9. Electrólisis
9.1 – ECUACIÓN OXIDACIÓN – REDUCCIÓN
ECUACIÓN REDOX: Aquellas en las que tiene lugar un intercambio de electrones.
Na (s) + ½ Cl2 (g) ⟶ NaCl (s)
Na ⟶ Na+ + 1 e- Oxidación (pérdida de electrones)
Simultáneas.
½ Cl2 + 1 e- ⟶ Cl– Reducción (ganancia de electrones)
Oxidante: Sustancia que se reduce.
Reductor: Sustancia que se oxida.
Un buen oxidante se reduce fácilmente y un buen reductor se oxida con facilidad.
9.2 – NÚMERO DE OXIDACIÓN
Carga que tendría un átomo si todos los enlaces de la molécula de la que forma parte fuesen iónicos.
REGLAS PARA ASIGNAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN:
1. Para el oxígeno es –2 excepto en los peróxidos que es –1.
2. Para el hidrógeno es +1 excepto en los peróxidos que es –1.
3. Para los halógenos, en los haluros es –1.
4. Para un metal combinado coincide con su valencia.
5. Para los elementos como átomos libres sin combinar o formando moléculas del tipo Xn es 0.
6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de una especie neutra es 0 y en un ión
es igual a la carga del mismo.
9.3 – AJUSTES REDOX POR EL MÉTODO DEL IÓN – ELECTRÓN
En medio ácido:
+1 +6 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +3 +6 -2 0 +1 +6 -2 +1 -2
K2Cr2O7 + KI + H2SO4 ⟶ Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O
1 · (Cr2ODE
C + 14 H + 6 e ⟶ 2 Cr + 7 H2O)
+ - +3
3 · (2 I– ⟶ 2 I + 2 e-)
Cr2ODE
C + 6 I + 14 H + 6 e ⟶ 2 Cr + 3 I2 + 7 H2O + 6 e
– + - +3 -
En medio básico:
+1 -1 +1 +7 -2 +1 -2 0 +4 -2 +1 +2 -1
KI + KMnO4 + H2O ⟶ I2 + MnO2 + KOH
3 · (2 I – ⟶ I2 + 2 e-
2 · (MnOD
F + 2 H2O + 3 e ⟶ MnO2 + 4 OH
- –
6 I– + 2 MnOD
F + 4 H2O + 6 e ⟶ 3 I2 + 2 MnO2 + 8 OH + 6 e
- – -
6 KI + 2 KMnO4 + 4 H2O ⟶ 3 I2 + 2 MnO2 + 8 KOH
9.4 – PILAS VOLTAICAS
REACCIONES REDOX:
Espontáneas: Pueden producir energía eléctrica si se lleva a cabo en un dispositivo apropiado (pilas
voltaicas o celdas galvánicas).
No espontáneas: Hay que aplicar una cantidad de energía (celdas o cubas electrolíticas).
Zn (s) + Cu+2 (ac) ⟶ Zn+2 (ac) + Cu (s)
Polo negativo Polo positivo
Material
poroso
Zn Cu Esto es una pila.
pila
K+ NOD
S
El intercambio de electrones se hace
Cu+2 a través de un circuito exterior.
Zn+2
Zn/Zn+2(xM)//Cu+2(yM)/Cu
ÁNODO CÁTODO
Ni (s) + Cu+2 (ac) ⟶ Ni+2 (ac) + Cu (s) → Ni/Ni+( )//Cu+2( )/Cu
Zn (s) + 2 H+ (ac) ⟶ Zn+2 (ac) + H2 (g)
(g) → Zn/Zn+2( )//H+( )/H2
9.5 – RELACIÓN ENTRE ENERGÍA QUÍMICA Y ELÉCTRICA
Para una pila basada en una reacción en la que intervengan “n” electrones por molécula o “n” moles de
electrones por mol se moléculas reaccionantes la relación entre ΔG y ε viene dada por:
ΔG = –n · F · ε (ε:
ε: Potencial eléctrico asociado a la reacción).
Constante de Faraday (F): Equivale a la carga de un mol de electrones.
F = 6,023 · 1023 e- · 1,6 · 10-9 C ≈ 96500 mol/C
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