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Aprendizajes Esperados
Aprendizajes Esperados
- Comprender las reglas que determinan el estado de oxidación y aplicarlas en el balance de ecuaciones de oxidación-reducción.
- Comprender los factores que determinan la fem de una celda y aplicarlos a la solución de problemas simples.
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Estado de Oxidación
Estado de Oxidación
El estado de o número de oxidación es un número que se asigna a cada átomo en una molécula o ion de acuerdo a un conjunto de reglas establecidas. El estado de oxidación puede ser de esta forma un entero positivo, un entero negativo, cero o incluso una fracción.
En cualquier caso, los valores de estado de oxidación han de considerarse referenciales por lo que no es posible afirmar que reflejan la carga real de un átomo dentro de una molécula.
La primera regla para establecer el estado de oxidación de cada átomo en una molécula es que la suma de los estados de oxidación de todos los átomos que forman una molécula o ion es igual a cero para una molécula y a la carga del ion, en el caso de un ion.
En términos matemáticos:
Para poder utilizar, en la práctica, esta relación es necesario conocer los estados de oxidación de algunos elementos en situaciones específicas.
Los estados de oxidación se han establecido en base al conocimiento químico plasmado en las siguientes reglas:
- El estado de oxidación de cualquier átomo en su forma de elemento nativo es 0. De esta forma, el estado de oxidación del cobre, en el cobre metálico; del oro, en el oro metálico; del oxígeno, en el oxígeno gaseoso, es cero (0). Esto, aun cuando existen elementos que en su estado nativo forman moléculas: oxígeno (O2), fosforo (P4), azufre (S8), entre otros muchos.
- El estado de oxidación del oxígeno es invariablemente igual a -2, con la excepción del oxígeno gaseoso (O2, en donde es cero), los peróxidos en donde es -1, y los superóxidos, en donde es -½.
- El estado de oxidación de hidrógeno es invariablemente +1, con la excepción del hidrógeno gaseoso (H2, en donde es cero) y de los hidruros, en donde es igual a -1.
- El estado de oxidación de los metales alcalinos (litio, sodio, potasio, rubidio y cesio) es invariablemente +1, con la excepción de ellos en el estado metálico, donde es igual a cero. No hemos incluido a Francio, debido a que todas sus formas son radioactivas y de muy corta vida.
- El estado de oxidación de los metales alcalino-térreos (berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio) es invariablemente +2, con la excepción de ellos en el estado metálico, donde es igual a cero.
- El estado de oxidación de flúor (F) es invariablemente -1, con la excepción del flúor nativo, F2, en donde es igual a cero.
- El estado de oxidación de cloro, bromo y yodo es igual a -1 en los compuestos formados con metales alcalinos o alcalino-térreos.
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Reacciones de Óxido-Reducción
Reacciones de Óxido-Reducción
Un ejemplo de una reacción de óxido-reducción es
AQUI VA EL EJEMPLOEsto, dado que el estado de oxidación de cobre es +2 en los reactantes (Cu2+), mientras que es cero en los productos (Cu), mientras que el estado de oxidación de hierro es 0 en los reactantes (Fe) y +2 en los productos (Fe2+).
De esta forma, el hierro aumentó su estado de oxidación desde 0 hasta +2 durante la reacción. Este proceso se denomina oxidación. Se dice, entonces, que el hierro se oxidó durante esta reacción.
Químicamente, oxidarse es aumentar el estado de oxidación de un átomo durante una reacción química. Una lectura más completa implica considerar que el hierro perdió dos electrones durante la reacción química.
Por otro lado, el cobre redujo su estado de oxidación desde +2 hasta 0 durante la reacción. Este proceso se denomina reducción. Se dice, entonces, que el cobre se redujo durante esta reacción.
Químicamente, reducirse es disminuir el número de oxidación de un átomo durante una reacción química. Igualmente, una lectura más completa implica considerar que el ion cobre ganó dos electrones durante la reacción química, de forma que esta implica el paso de 2 electrones desde el hierro al ion cobre.
Finalmente, es claro que el estado de Cu2+ disminuyó como consecuencia de la reacción: se redujo. Es por esto que se le denomina agente oxidante. Por otro lado, el estado de oxidación de Fe aumentó como consecuencia de la reacción, se oxidó. Es por esto que se le denomina agente reductor.
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Semirreacciones de oxidación y de reducción
Resulta razonable pensar en la reacción ocurriendo en dos “mitades”: una para la oxidación y otra para la reducción. En el caso, de la reacción:
Podría pensarse como una suma de dos procesos ocurriendo simultáneamente
Ambas mitades de la reacción se conocen como semirreacciones:
- En la primera, el ion cúprico (Cu2+) capta dos electrones (2 e–) convirtiéndose en cobre metálico. Este proceso corresponde a la reducción, por lo que a esta semirreacción se le conoce como semirreacción de reducción.
- En la segunda, el hierro metálico (Fe) pierde dos electrones (2 e–) convirtiéndose en ion ferroso (Fe2+). Este proceso corresponde a la oxidación, por lo que a esta semirreacción se le conoce como semirreacción de oxidación.
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Balanceo de una reacción redox
Una reacción redox es una reacción química, por lo que les son aplicables las reglas de balanceo de una ecuación normal. Sin embargo, puede haber algunas dificultades adicionales, por lo que resulta aconsejable utilizar el método del ion-electrón.
Este método comienza por dividir la ecuación no balanceada en las correspondientes semirreacciones de reducción y oxidación. En el caso que la cantidad de electrones implicada en cada una de ellas sea diferente, es preciso amplificar cada una por separado por un entero hasta que dicho número sea igual en ambas. Si no existen diferencias entre el número de átomos implicados, en este punto puede sumarse y se tendrá la ecuación balanceada. Sin embargo, es habitual que en este punto la cantidad de átomos de oxígeno e hidrógeno difieran en ambos lados de la reacción, por lo que es preciso equilibrarlas. La forma de hacer esto depende del nivel de acidez del medio en que la reacción transcurre.
En medio ácido:
- Para equilibrar los átomos de oxígeno: En el lado de la semirreacción en que falte oxígeno, agregue tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno falten. Luego, agregue el doble de iones H+ en el lado contrario.
- Para equilibrar los átomos de hidrógeno: Agregue tantos iones H+ como átomos de hidrógeno falten en el lado de la semirreacción en que esto ocurra.
En medio básico o alcalino:
- Para equilibrar los átomos de oxígeno e hidrogeno: Agregue, en el lado de la semirreacción en que falte oxígeno, el doble de iones OH– como átomos de oxígeno falten. Luego, agregue la mitad de dicha cantidad de iones OH– en el lado contrario.
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Celdas Electroquímicas
Celdas Electroquímicas
Necesariamente, la reacción química asociada a una celda electroquímica es una reacción redox espontánea, en donde se transfieren electrones, los que son aprovechados en forma de corriente. Este fenómeno es muy ampliamente utilizado en la tecnología actual en la forma de pilas.
En una celda electroquímica como la de la imagen, la oxidación y reducción ocurren en lugares físicos diferentes, que se
llaman electrodos. El flujo de electrones puede aprovecharse para fines tecnológicos. Se denomina ánodo al electrodo en
el que ocurre la oxidación y cátodo al electrodo en el que ocurre la reducción. El flujo de electrones debe compensarse con un flujo de carga positiva, lo que se consigue en una celda como la de la imagen con un puente salino que permita el flujo de iones. La celda de la imagen se conoce como celda de Daniel y saca provecho de la reacción redox:Las semirreacciones correspondientes son:
En condiciones estándar; 25°C, concentración de las especies 1 mol/L y presión parcial de las especies 1 atm; esta celda provee una diferencia de potencial entre sus electrodos de 1,10 V (voltios).
Es posible calcular la diferencia de potencial que entregaría cualquier celda en condiciones estándar utilizando la tabla de potenciales de reducción. Esta tabla contiene el potencial de reducción en condiciones estándar para casi cualquiera semirreacción conocida cuando forma una celda con un electrodo estándar.
Imagen relacionada
http://glossary.periodni.com/glossary.php?en=standard+hydrogen+electrode
Este electrodo estándar es el electrodo normal de hidrógeno, cuyo potencial se ha asignado arbitrariamente como 0 V, y cuya semirreacción es:
El potencial o fuerza electromotriz (fem) E0celda para cualquier celda se puede calcular, entonces, a partir de los valores contenidos en la tabla de potenciales de reducción según la relación:
En donde E0(cátodo) y E0(ánodo) son los valores tabulados en la tabla.
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Potencial de celda en condiciones no estándar
Es habitual que se requiera conocer el potencial de una celda en condiciones que son diferentes a las condiciones estándar, es decir, a una temperatura diferente de 25°C o a una concentración de los reactantes diferente a 1 mol/L, o ambas. Para estos casos es preciso utilizar la reacción de Nernst:
Eº = Potencial de celda en condiciones estándar.
R = constante de los gases (8,314 J/mol K).
T = temperatura absoluta (en Kelvin)
n = número de electrones transferidos en la reacción redox.
F = constante de Faraday (96484 C/mol)
Q = cociente de reacción
A 25°C y reemplazando el logaritmo natural (ln) por logaritmo de base 10 (log) la ecuación de Nernst toma la forma:
Autoevaluaciones
Pregunta Nº 1
Establezca el estado de oxidación de manganeso (Mn) en el ion permanganato, MnO4–.
De acuerdo a las reglas, el estado de oxidación de oxígeno debe ser -2. Como la molécula es aniónica (tiene carga negativa) la suma de los estados de oxidación de todos los átomos en ella debe ser -1. Luego:
Estado de oxidación de Mn + Estado de oxidación de O x 4 = -1
Reemplazando resulta:
Estado de oxidación de Mn + -2 x 4 = -1
De donde
Estado de oxidación de Mn = +7
Pregunta Nº 2
Establezca agente reductor y oxidante en la siguiente reacción redox:
MnO4–(ac) + 8 H3O+(ac) + 5 Fe2+(ac) à Mn2+(ac) + 5 Fe3+(ac) + 12 H2O(l)
El estado de oxidación de Fe aumenta desde +2 en Fe2+ hasta +3 en Fe3+, por lo que se oxida, y como se oxida es el agente reductor. Por otro lado el estado de oxidación de Mn disminuye desde +7 en MnO4– hasta +2 en Mn2+, por lo que se reduce, y como se reduce MnO4– es el agente oxidante.
Pregunta Nº 3
Las semirreacciones de oxidación y de reducción para la siguiente reacción redox:
Fe2O3(s) + 2 Al(s) à Al2O3(s) + 2 Fe(l)
Esta reacción se conoce como reacción termita
De acuerdo a lo comentado previamente, el estado de oxidación de aluminio aumenta desde 0 en Al hasta +3 en Al2O3. La semirreacción de oxidación es entonces:
2 Al(s) à Al2O3(s) + 6 e- semirreacción de oxidación (no balanceada)
Esta implica 3 electrones por cada átomo de aluminio, es decir, 6 en total. Por otro lado, el estado de oxidación de hierro disminuye desde +3 en Fe2O3 hasta 0 en Fe.
Fe2O3(s) + 6 e– à 2 Fe(l) semirreacción de reducción (no balanceada)
Pregunta Nº 4
Balancee la siguiente reacción en medio ácido:
MnO4–(ac) + H2C2O4(ac) → CO2(g) + Mn2+(ac)
Comenzamos por separar la ecuación en las correspondientes semirreacciones de oxidación y de reducción, agregando la cantidad de electrones necesaria:
MnO4–(ac) + 5 e– → Mn2+(ac)
H2C2O4(ac) → 2 CO2(g) + 2 e–
Dado que la cantidad de electrones implicada en ambas es diferente, debe multiplicarse la primera por 2 y la segunda por 5:
2 MnO4–(ac) + 10 e– → 2 Mn2+(ac)
5 H2C2O4(ac) → 10 CO2(g) + 10 e–
En la primera semirreacción, faltan 8 átomos de oxígeno para tener balance, por lo que debemos agregar 8 moléculas de agua en productos, a la vez que agregamos 16 iones H+ en los reactantes. En la segunda semirreacción, faltan 10 átomos de hidrógeno entre los productos, por lo que agregamos 10 iones H+:
16 H+(ac) + 2 MnO4–(ac) + 10 e– → 2 Mn2+(ac) + 8 H2O(l)
5 H2C2O4(ac) → 10 CO2(g) + 10 e– + 10 H+(ac)
El número de electrones que se trasfiere desde reductor a oxidante en esta reacción es de 5. Ahora, procedemos a sumar:
16 H+(ac) + 2 MnO4–(ac) + 10 e– + 5 H2C2O4(ac) → 2 Mn2+(ac) + 8 H2O(l) + 10 CO2(g) + 10 e– + 10 H+(ac)
Y luego, a reducir términos semejantes:
2 MnO4–(ac) + 5 H2C2O4(ac) + 6 H+(ac) → 2 Mn2+(ac) + 8 H2O(l) + 10 CO2(g)
Que viene a ser la ecuación química balanceada para la reacción.
Pregunta Nº 5
Encuentre el potencial de celda en condiciones estándar para la reacción:
MnO4–(ac) + H2C2O4(ac) → CO2(g) + Mn2+(ac)
Nota: Realice una búsqueda de los potenciales si no los encuentra en tabla 1.
Las semirreacciones correspondientes son:
8 H+(ac) + MnO4–(ac) + 5 e– → Mn2+(ac) + 4 H2O(l) Cátodo
H2C2O4(ac) → 2 CO2(g) + 2 e– + 2 H+(ac) Ánodo
Según tabla 1 los valores para E0(cátodo) y E0(ánodo) valen 1,49 V y -0,43V respectivamente, con lo que:
E0celda = 1,49 V – (-0,43 V) = 1,92 V
Este es el valor que se obtendría al construir una celda sacando provecho de esta reacción química.
Ejercicios
Ejercicio Nº 1
Para que un proceso sea considerado de oxidación-reducción, necesariamente debe ocurrir que en su trascurso:
a) Se formen enlaces covalentes o iónicos.
b) Participen iones.
c) Haya transferencia de electrones de una sustancia a otra.
d) Participe el oxígeno.
e) Participe el H+
El proceso de reducción oxidación necesariamente implica que haya trasferencia de electrones desde el reductor al oxidante.
Respuesta correcta: c
Ejercicio Nº 2
Un átomo o ion experimenta oxidación cuando:
I.- Cede electrones
II.- Capta electrones
III.- Aumenta su número de oxidación
IV.- Disminuye su número de oxidación
a) Sólo I
b) II y IV
c) I y III
d) I y IV
e) II y III
Un átomo se oxida cuando cede electrones y esto implica aumentar su número de oxidación.
Respuesta correcta: c
Ejercicio Nº 3
La reacción entre el zinc y el ácido clorhídrico es una reacción redox, porque:
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
a) El ácido disuelve al zinc.
b) El ácido neutraliza al zinc.
c) Algunas de las especies participantes cambian su estado de oxidación.
d) El ácido cede un átomo de hidrógeno.
e) El zinc metálico acepta electrones.
Zinc e hidrógeno cambian su estado de oxidación, lo que hace que sea una reacción de óxido-reducción.
Respuesta correcta: c
Ejercicio Nº 4
La semi-reacción: 2H+ + 2e– → H2 representa el proceso de:
a) Oxidación
b) Reducción
c) Ácido-base
d) Sulfatación
e) Nitración
En la semireacción, la especie H+ disminuye su estado de oxidación; luego, se reduce.
Respuesta correcta: b
Ejercicio Nº 5
A partir de los siguientes potenciales de reducción, E°(Fe3+/Fe2+) = +0,77 V y E°(I2/I–)= +0,535 V, calcule la fem estándar de la siguiente pila y determine si la reacción es espontánea en el sentido que está escrita:
Fe3+(ac) + 2 I–(ac) → Fe2+(ac) + I2(s)
a) E°celda = 0,235 V; espontánea
b) E°celda = -0,235 V; espontánea
c) E°celda = 1,305 V; espontánea
d) E°celda = 0,235 V; no espontánea
e) E°celda = -1,305 V; no espontánea
La fem de la celda se calcula como la diferencia entre E°(Fe3+/Fe2+) y E°(I2/I–). El hecho que el valor sea positivo califica a la reacción como espontánea.
Respuesta correcta: a
Ejercicio Nº 6
¿Cuál de las siguientes afirmaciones NO CORRESPONDE a una celda electroquímica?:
a) El ánodo es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación.
b) El cátodo es el electrodo donde se efectúa la reducción.
c) La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo es el voltaje de la celda.
d) El voltaje de la celda solo depende de la naturaleza de los electrodos.
e) Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad, mediante una reacción redox espontánea.
De acuerdo a la ecuación de Nernst también tienen influencia la concentración de las especies y la temperatura
Respuesta correcta: d
Ejercicio Nº 7
En base a la siguiente reacción redox: 2 Al(s) + 6 H+(ac) → 2 Al3+(ac) + 3 H2(g)
Indica cuál(es) afirmación(es) son verdaderas:
I. Se transfieren 6 electrones
II.- Al es el agente reductor
III.- H+ se reduce a H2
a) Solo I
b) Solo I y II
c) Solo II y III
d) Solo III
e) I, II y III
Aluminio aumenta su estado de oxidación desde 0 a +3; luego, es el agente reductor. Hidrógeno reduce su estado de oxidación desde +1 a 0 en H2. En el proceso hay seis electrones en juego.
Respuesta correcta: e
Ejercicio Nº 8
Usando los potenciales estándar de reducción, calcule la fem estándar de la siguiente reacción:
2 Cu+(ac) → Cu(s) + Cu2+(ac)
Datos: E°(Cu+/Cu) = +0,521 V; E°(Cu2+/Cu+) = +0,153 V
a) 0,674 V
b) -0,368 V
c) 0,368 V
d) -0,674 V
e) 0,306 V
Cátodo resulta el paso de Cu+ a Cu mientras que ánodo corresponde al paso de Cu+ a Cu2+. De esta forma E0(cátodo) – E0(ánodo) resulta en 0.368V
Respuesta correcta: c
Ejercicio Nº 9
Una celda voltaica que usa la reacción siguiente se construye y opera a 298 K:
Ba(s) + 2 Cu+(ac) → Ba2+(ac) + 2 Cu(s)
¿Cuál es la fem de esta celda cuando [Cu+] = 0,10 mol/L y [Ba2+] = 0,20 mol/L? (Datos: E°(Cu+/Cu) = +0,521 V; E°(Ba2+/Ba) = -2,90 V)
a) 3,34 V
b) 3,41 V
c) 3,46 V
d) 3,38 V
e) 3,42 V
Ejercicio Nº 10
El número de oxidación del nitrógeno AUMENTA en:
a) NO3- → NO
b) N2O4 → NI3
c) NH3 → NH4+
d) NO2 → N2O5
e) ninguno de los casos anteriores
El número de oxidación de nitrógeno es +4 en NO2 y +5 en N2O5.
Respuesta correcta: d