Reacciones de oxidación-reducción

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ELECTROQUIMICA

Reacciones de oxidación-reducción

Una reacción de oxidación-reducción o reacción redox es una especie química (el átomo, ion o molécula involucrada en la reacción) transfiere electrones. En nuestras células se produce una reacción redox. Se produce en la quema de combustibles, la oxidación de metales e incluso en la fotosíntesis y la respiración celular. A continuación se muestra un ejemplo de una reacción típica Redox

[pic 2] (Combustión del metano)

[pic 3]                           (Oxidación del cobre)

[pic 4] (Fotosíntesis)

Durante una reacción redox, algunas especies se oxidan o pierden electrones, mientras que otras se reducen o ganan electrones. Por ejemplo, si consideramos la reacción entre el hierro y el oxígeno para formar oxido

[pic 5]         (Oxidación del hierro)

En el ejemplo anterior se muestra cómo es que el Fe neutro pierde sus electrones y forma iones de Fe +3 y nuestro O2 gana electrones para dar paso a la formación de iones O2-. En otras palabras aquí el hierro es el que se oxida y el hidrogeno es el que se reduce

Es importante comprender que la oxido-reducción no solamente ocurre entre no metales y metales. Los electrones de igual manera interactúan y se mueven entre no metales, como en los ejemplos antes mencionados de combustión y fotosíntesis

Básicamente lo que nos dice es que una reacción de oxidación-reducción es una reacción de transferencia de electrones. La especie que pierde sus electrones es la que se oxida y la que los gana se reduce. La especie que dona sus electrones se llama reductor y oxidantes a las que los poseen

Números de oxidación

Químicos han desarrollado el concepto de número de oxidación, que esto nos sirve para llevar la cuenta de los electrones antes y después de una reacción. El número de oxidación (también comúnmente llamado estado de oxidación) de un átomo es la carga imaginaria si suponemos que todos los enlaces que tiene fueran completamente iónicos. Los números de oxidación se otorgan a los átomos de una reacción siguiendo algunos lineamientos  como:

1. El numero o estado de oxidación de un elemento sin combinar es igual a cero
2. El numero o estado de oxidación de un ion monoatómico es igual a la carga de su ion
3. Algunos elementos tiene el mismo estado de oxidación en todos o en la gran mayoría de sus compuestos:

Alcalinos (+1) -------------- grupo I

Alcalinotérreos (+2) -------- grupo II

Flúor (-1)

Oxigeno (-2). A excepción del peróxido que es -1

Hidrogeno (+1). A excepción de los hidruros que son -1

1. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto neutro es igual a cero, por otro lado la suma para los átomos de un ion poliatomico es igual a la carga de su ion

Aplicaciones

La aplicación de esta reacción no solo es en nuestra vida cotidiana  o en laboratorio sino que también a nivel industrial es de suma importancia tanto por su uso productivo, por ejemplo para reducción de minerales para obtener diferentes tipos de metales tipo aluminio o hierro, como también para la prevención de la corrosión de estos

La reacción inversa a la redox, que por cierto produce energía, es la electrólisis en la cual se produce energía para disociar elementos de las moléculas

Celdas voltaicas y celda de Daniell  

Celda de Daniell

Es una variante de celda electroquímica que fue inventada en 1836 por el químico y meteorólogo británico John Frederic Daniell, esta celda básicamente consiste en llenar por completo una olla de cobre con una solución de sulfato de cobre II, en la que se tiene que sumergir un recipiente de barro que no esté esmaltado lleno de ácido sulfúrico junto con un electrodo de zinc. Lo que buscaba era una manera de eliminar el conflicto de las burbujas de hidrogeno que se localizaban en la pila voltaica y la solución que el encontró fue usar un segundo electrolito para que se consumiera el hidrogeno producido por el primero. [pic 6]

Otra variante seria las celdas por gravedad o también llamada celda de pata de gallo que fue inventada por los años 1860 por un francés que lleva por nombre Callaud

En la celda de Daniell el zinc y los electrodos de cobre se sumergen con una solución de sulfato de cobre II y otra de sulfato de zinc. En el electrodo negativo, ánodo, el zinc es el que se oxida.

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                                                            Celda de Daniell (1836)

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-A principios del siglo XX, celda por gravedad, observese la forma de pata de gallo del anodo de zinc

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Diagrama de las primeras celdas de Daniell -publicado por el mismo en 1839.

Celdas voltaicas

Retomando lo de las reacciones redox, en estas celdas tambien intervienen ese tipo de reacciones y como se menciono con anteriosrida estas mismas son espontaneas, lo que quiere decir que liberarn energia que se puede emplear para conducir corriente electrica a travez de una verda voltaica o tambien conocidas como celda galvanica

Las celdas galvanicas, funcionan como un dispositivo o sistema en el que la transferencia de electrones ( de las semireacciones de oxidacion a las semireacciones de reduccion) se producen dentro de un circuito externo que no interactua directamente entre los reactivos, permitiendo de esta manera el flujo de electrones que esto se refiere a el flujo de corriente eléctrica.

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-Ejemplo de celda galvánica o voltaica

El funcionamiento de una celda galvánica está en la semicelda anódica donde ocurren las oxidaciones, por otra parte tenemos la semicelda catódica donde ocurren las reducciones. El electrodo anódico es el que se encarga de conducir los electrones que son liberados en donde ocurre la reacción de oxidación y van dirigidos hacia los conductores metálicos. Estos conductores eléctricos son los que conducen los electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; permitiendo asi que los electrones entren a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción

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