Oxidación-Reducción: Variación del número de oxidación, Ajuste de reacciones redox, Pilas voltaicas, Montaje pila Daniell, Electrólisis, Faradays

Oxidación-Reducción:

En las reacciones de oxidación-reducción tiene lugar la transferencia de electrones. En la oxidación, el elemento pierde electrones, este es el agente reductor, en la reducción el elemento gana electrones, este es el agente oxidante.

Variación del número de oxidación:

Una reacción redox es el proceso en el que tiene lugar una variación del número de oxidación de las especies que intervienen. Sustancias elementales = 0.

El hidrógeno: +1 excepto en los hidruros metálicos que es -1.

Oxígeno: -2 excepto en peróxidos que es -1.

Los alcalinos: +1.

Los alcalinotérreos: +2.

El flúor: -1.

Ajuste de reacciones redox:

Se conoce como método del ion-electrón. En medio ácido se ajustan los oxígenos con agua y los hidrógenos con el catión H+.

En medio básico se ajustan los oxígenos con el ion OH- y los hidrógenos con agua. Son reacciones de dismutación aquellas en las que una sustancia se oxida y se reduce a la vez.

Pilas voltaicas:

Es un dispositivo que permite producir energía eléctrica a partir de una reacción redox espontánea.

Montaje pila Daniell:

Voltímetro: mide la diferencia de potencial entre las dos semiceldas. A esta diferencia de potencial se le denomina también fuerza electromotriz y depende de la naturaleza de los electrodos, de la concentración de las disoluciones y de la temperatura.

Puente salino: El contacto entre las disoluciones puede ser mediante un tabique poroso o mediante una tercera disolución introducida generalmente en un tubo en U denominado puente salino, su función es mantener la electroneutralidad mediante el movimiento interno de iones y cerrar el circuito. Deberá ser un método iónico que evite que las disoluciones se mezclen directamente permitiendo únicamente el paso de iones.

Hilo conductor externo: permite el flujo constante de electrones desde el ánodo hacia el cátodo.

Electrodo de cinc: Lámina de Zn introducida en una disolución de ZnSO4. En esta semicelda se produce la oxidación y al electrodo se le denomina ánodo: Zn = Zn2+ + 2e-, Como el electrodo de cinc se va oxidando al transformarse en Zn2+, que se incorpora a la disolución irá disminuyendo su masa.

Electrodo de cobre: Lámina de Cu introducida en una disolución de CuSO4, aquí tiene lugar la reducción y alrededor se le conoce como cátodo: Cu2+ + 2e- = Cu, como el Cu2+ se va reduciendo al transformarse en Cu, que se incorpora al electrodo, este aumenta su masa.

Potencial estándar de electrodo: mide la tendencia de un electrodo determinado a generar un proceso de reducción.

Serie de potenciales estándar de reducción: Cuanto mayor valor tiene E0 para una especie química, más tendencia tiene a reducirse y por tanto tiene mayor poder oxidante. Cuanto menos valor tiene E0 para una especie química, más tendencia tiene a oxidarse y por tanto tiene mayor poder reductor.

Potencia estándar de una pila: es la diferencia de potencial de una pila formada por dos electrodos estándar. Se calcula con la expresión: E0pila = E0cátodo - E0ánodo.

Electrólisis:

Es el proceso por el que se utiliza el paso de la corriente eléctrica a través de una disolución o de un electrolito fundido para producir una reacción redox no espontánea. Para realizar una electrólisis necesitamos:

Generador de corriente continua: Proporciona la fuerza electromotriz que ha de ser continua y con voltaje suficiente para que tenga lugar el proceso. Esta unida a los electrodos a través de un hilo metálico. Este generador de electricidad ni crea ni destruye electrones, tan solo proporciona la energía necesaria para llevarlos desde el ánodo a cátodo.

Anodo: electrodo donde se produce la oxidación, se conecta al polo positivo del generador.

Catodo: electrodo donde se produce la reducción, se conecta al polo negativo del generador.

Cuba: contiene la disolución o el electrolito fundido donde se sumergen los electrodos.

Electrólisis del agua: en el ánodo se produce la oxidación liberándose oxígeno gaseoso O2, en el cátodo se produce la reducción produciéndose sodio metálico Na.

Electrólisis de cloruro de sodio fundido: en el ánodo se produce la oxidación liberándose cloro gaseoso Cl2, en el cátodo se produce la reducción produciéndose sodio metálico Na.

Faradays:

En 1832 Michael Faraday llegó a la siguiente conclusión de que la cantidad de sustancia que sufre oxidación o reducción en cada electrodo durante una electrólisis es directamente proporcional a la carga eléctrica que pasa a través de la disolución. Esta relación se formula en dos leyes conocidas como leyes de Faraday:

1ª Ley de Faraday: La masa de la sustancia depositada o liberada en un electrodo durante la electrólisis es proporcional a la intensidad de corriente eléctrica que circula por el circuito y al tiempo que dura la electrólisis.

m = E x I x T

2ª Ley de Faraday: Para una misma cantidad de carga eléctrica, la masa de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos es directamente proporcional a su masa molar e inversamente proporcional al número de electrones intercambiados por cada una de ellas según la expresión:

m(g) = M/z x F x Q

Q: carga que circula (culombios C)

m: masa molar depositada o liberada

F: constante de Faraday: es 96'500 C·mol-1

z: número de electrones intercambiados

M: masa molar

Carga eléctrica (Q): es la carga que circula por la cuba electrolítica, se puede expresar en función de la intensidad de corriente eléctrica y el tiempo: Q = I x T