Eletroquimica

Reacciones REDOX

La palabra REDOX es una sigla de óxido-reducción (en inglés, reduction-oxidation), lo cuál resume este tipo de reacciones: una sustancia se oxida y otra se reduce. Por lo general, a la sustancia que se oxida se le denomina agente reductor (debido a que provoca la reducción de la otra sustancia), mientras que a la sustancia que se reduce se le llama agente oxidante (provoca la oxidación de la otra sustancia). Pero, ¿en que consiste este tipo de reacciones? Una reacción REDOX consiste en el traspaso de electrones desde una sustancia X (agente reductor) hacia una sustancia Y (agente oxidante). Una aplicación en la vida cotidiana de este tipo de reacciones son las pilas que usamos a dierio en varios aparatos, como despertadores, calculadoras, relojes, celulares, etc..

Cabe destacar que en este tipo de reacciones, tanto la oxidación como la reduicción ocurren de manera simultánea (al mismo tiempo). A pesar de eso, la manera en la que se equilibria su ecuación química separa ambas situaciones, formándose lo que se denoiminan las semirreacciones (de oxidación y reducción, respectivamente). En la primera, se anotan todas las sustancias involucradas en la oxidación, es decir, en la parte donde debiesen ir los reactantes se anota la especie que se va a oxidar, mientras que en lado de los productos se anota la especie ya oxidada. Análogamente, se hace una cosa similar para la semirreacción de reducción (S.R.R). Todo esto se ve en la Imagen 52, que muestra el ejemplo de la reacción entre Ag y CuSO4.

Pero, ¿qué significa ese cero sobre el símbolo de la Plata (en reactantes) y del Cobre (en productos)? Para contestar esta pregunta, debemos tener en cuenta el término de Estado de Oxidación (E.O). El Estado de Oxidación es un número irreal (no existe realmente, sino que es una creación humana para poder facilitar el estudio de este tipo de reacciones) que nos indica la tendencia de dicho elemento a captar electrones. Cada número de E.O va acompañado de un signo: si el elemento acepta electrones adquiere un signo menos (-), mientras que si cede, adquiere un signo positivo (+). Existen ciertas reglas que nos ayudan a conocer el E.O de todos los elementos de la tabla periódica, las cuáles son:

1. Si un elemento se encuentra en su estado fundamental, su E.O es igual a cero.

2. El Oxígeno presenta E.O igual a -2 en todos los compuestos que forma, salvo en los Peróxidos donde su E.O es -1.

3. El Hidrógeno presenta un E.O igual a +1 en todos sus compuestos, salvo en los Hidruros Metálicos, donde su E.O es -1.

4. Los cationes y aniones presentan un E.O igual a su carga.

5. Si un Compuesto es neutro eléctricamente, entonces la suma de los E.O de sus elementos constituyentes es igual a 0.

6. Si un Compuesto esta cargado eléctricamente, entonces la suma de los E.O de sus elementos constituyentes es igual a la carga.

Con esto, podríamos decir que si una especie aumenta su Estado de Oxidación, dicha especie se oxidó; mientras que si una sustancia disminuye su E.O, entonces se redujo. También cabe hacer notar que cuando un elemento presenta E.O = 0, se le coloca un 0 sobre su símbolo químico, tal y como lo que pasó con la Plata y el Cobre, en nuestro ejemplo anterior; y que si existe más de un elemento en un mismo compuesto, el E.O de dicho elemento se multiplica tantas veces como átomos hayan del elemento, por ejemplo, en el ácido sulfúrico (H2SO4) existen 2 Hidrógenos y 4 Oxígenos, por lo cual, para calcular el E.O del azufre , la ecuación matemática nos quedaría:

2 x H + S + 4 x O = 0

2 x (+1) + S + 4 x (-2) = 0

2 + S - 8 = 0

S - 6 = 0

S = +6

Volviendo al ejemplo de la Imagen 52, nosotros podríamos simplificar la semirreción de oxidación (S.R.O) y la semirreacción de reducción (S.R.R) eliminando los contraiones (en este caso, el ión sulfato), ya que no aportan nada para el equilibrio de la ecuación. Por ende, dichas semirreacciones quedarían tal y como aparecen en la Imagen 53.

Como resolver una ecuación REDOX

1. Escribe la fórmula química que quieres equilibrar o resolver.

2. Identifica los compuestos que se oxidan, es decir, pierden electrones, y los compuestos que son reducidos, es decir, ganan electrones. Para hacer esto tendrás que estudiar los estados de oxidación de los compuestos. Por ejemplo, el estado de oxidación del hierro y del oxígeno en su estado natural es cero. Sin embargo, cuando el oxígeno es parte de un compuesto tiene un estado de oxidación de -2, excepto en el caso de los peróxidos tales como el peróxido de hidrógeno (H202), en el que tiene un estado de oxidación de -1.

3. Separa la reacción redox en dos medias reacciones que describen de forma separada la oxidación y la reducción.

4. Equilibra las reacciones de reducción y oxidación de forma separada usando las reglas generales para equilibrarla. Por ejemplo, identifica los elementos clave que son oxidados o reducidos, equilibra el número de átomos de cada lado de la reacción y agrega los electrones necesarios para contar en el cambio en oxidación o reducción usando OH[-] y H2O. Si estás trabajando con una solución ácida usa hidrógeno y H2O para equilibrar los electrones.Suma las dos reacciones de reducción y oxidación. Elimina los elementos que se cancelan entre sí.

5. Cuenta los átomos y cárgalos de cada lado de la reacción y verifica que está equilibrada.

Potenciales Estándar de electrodo

El número de celdas electroquímicas que se pueden construir combinando electrodos y disoluciones es prácticamente ilimitado, y cada combinación genera su potencial de celda propio.

Potencial estándar de una celda, E0, es el potencial originado cuando todas las especies se encuentran presentes en las condiciones estándar termodinámicas, es decir, concentraciones 1M para los solutos en disolución y 1atm para los gases, y 25º C.

Se elige una semirreacción arbitraria a la que se atribuye el valor cero para su potencial, y posteriormente se asigna a cualquier otra reacción un valor relativo al de referencia. El electrodo de referencia elegido

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