Oxido Reduccion

Hay dos procesos diferentes de gran importancia en electroquímica:

1.Aprovechar las reacciones espontáneas de óxido reducción para producir una corriente de energía eléctrica, como en el caso de las pilas voltaicas y galvánicas; esta energía se emplea para poner en marcha a los automóviles, hacer funcionar radios de transistores, calculadoras, relojes, e incluso suministrar energía para una nave espacial.

2.Producir una reacción de óxido reducción que no podría ocurrir espontáneamente y que se utiliza para realizar transformaciones químicas como las celdas electrolíticas que requieren de una fuente de energía para llevarse a cabo, por ejemplo la electrólisis del agua, la producción del aluminio, y el refinamiento de algunos metales.

La oxidación se refiere a:

•La ganancia de oxígeno por parte de una molécula

•La pérdida de hidrógeno en una molécula

•La pérdida de electrones que sufre un átomo o grupo de átomos

•Aumentando en consecuencia su número de oxidación

La reducción se refiere a:

•La pérdida de oxígeno por parte de una molécula

•La ganancia de hidrógeno en una molécula

•La ganancia de electrones que sufre un átomo o grupo de átomos

•Disminución o reducción en su número de oxidación

Los procesos de oxidación y reducción suceden simultáneamente y nunca de manera aislada, por lo que se denominan reacciones redox.

Para balancear este tipo de reacciones estudiaremos dos métodos:

•Método redox o cambio del número de oxidación.

•Método de ion electrón.

1En el método REDOX se realizan los siguientes pasos:

Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen.

Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.

•Por ejemplo: Cu 0 + H1+N5+ O32- → Cu2+(N5+O32- )2 + H21+ O2- + N2+O2-

Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones de intercambio.

Cu 0 → Cu2+ + 2e- semirreacción de oxidación

N5+ + 3e- → N2+ semirreacción de reducción

Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones. En este caso están balanceados:

Cu 0

→

Cu2+ + 2e-

N5+ + 3e-

→

N2+

Paso 4. Igualar el número de electrones ganados y cedidos:

3[Cu0

→

Cu2+ + 2e-]

2[N5+ + 3e-

→

N2+]

3Cu0

→

3Cu2+ + 6e-]

2N5+ + 6e-

→

2N2+

Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones cedidos.

Paso 4. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se verificó el cambio del número de oxidación:

Cu 0 + HNO3 → 3Cu(NO3)2 + H2O + 2NO

Paso 5. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de la reacción:

3Cu0 + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

1Balancear por el método redox las siguientes reacciones:

a) Fe2O3 + CO → CO2 + Fe

b) HNO3 + Sn0 → SnO2 + NO + H2O

c) Na2S2O3 + H2O2 → Na2SO4 + H2SO4 + H2O

d) FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2

e) NH3 + Cu0 → N2 + Cu + H2O

Respuesta:

a) Fe2O3 + 3CO → 3CO2 + 2Fe

b) 2HNO3 + 3SnO → 3SnO2 + 2NO + H2O

c) Na2S2O3 + 4 H2O2 → Na2SO4 + H2SO4 + 3H2O

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