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1. Aprendizajes Esperados

   Aprendizajes Esperados

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   • 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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2. Estado de Oxidación

   Estado de Oxidación

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   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.

    

   Ver ejemplo 1

   

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   Pregunta 1 

    

    

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3. Reacciones de Óxido-Reducción

   Reacciones de Óxido-Reducción

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   Un ejemplo de una reacción de óxido-reducción es

   

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   AQUI VA EL EJEMPLO

    

   Esto,  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.

    

   Ver ejemplo 2

   

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   Pregunta 2 

    

   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.

    

   Ver ejemplo 3

   

   Ver Autoevaluación

   Pregunta 3 

    

   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.

    

   Ver ejemplo 4

   

    Ver Autoevaluación

   Pregunta 4 

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4. Celdas Electroquímicas

   Celdas Electroquímicas

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   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) E⁰_celda 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.

    

   Ver Tabla 1

   

    

    

   Ver ejemplo 5

   

   Ver Autoevaluación

   Pregunta 5. 

    

   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:

   

   Ver ejemplo 6

   

    

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