Reacciones Redox y Electroquímica: Conceptos y Leyes Fundamentales

Conceptos Fundamentales de Oxidación y Reducción

Cátodo: Electrodo donde ocurre la reducción.

Ánodo: Electrodo donde ocurre la oxidación.

Si E_pila > 0, la reacción es espontánea, ya que es inversamente proporcional a la energía libre de Gibbs.

Si aumenta la concentración de [Mg], según el principio de Le Châtelier, la reacción se desplazará hacia la izquierda, no favoreciendo la formación de magnesio para contrarrestar dicha perturbación. Como el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, la solubilidad disminuye.

Tipos de Enlaces y Geometría Molecular

• Enlace simple: Hibridación sp³. Presenta 4 enlaces sigma (σ). Geometría tetraédrica.
• Enlace doble: Hibridación sp². Presenta 3 enlaces sigma (σ) y 1 enlace pi (π). Geometría plano triangular.
• Enlace triple: Hibridación sp. Presenta 2 enlaces sigma (σ) y 2 enlaces pi (π). Geometría lineal.

Definiciones Clave en Reacciones Redox

• Oxidación: Proceso donde una sustancia gana oxígeno.
• Reducción: Proceso donde una sustancia pierde oxígeno.

• Oxidación: Proceso por el cual un reductor pierde electrones.
• Reductor: Especie química que cede electrones a otra. El reductor se oxida.

• Reducción: Proceso por el cual un oxidante gana electrones.
• Oxidante: Especie química que toma electrones de otra. El oxidante se reduce.

Números de Oxidación (N.O.)

• Los elementos que aumentan su N.O. se han oxidado.
• Los elementos que disminuyen su N.O. se han reducido.
• Los metales tienen siempre N.O. positivos.
• Los no metales pueden tener N.O. negativos y positivos.

Ajuste de Reacciones Redox: Método del Ion-Electrón (Medio Ácido)

1. Escribir la reacción completa sin ajustar.
2. Escribir la reacción en forma iónica.
3. Asignar los números de oxidación a todas las especies que intervienen en la reacción.
4. Identificar los elementos que experimentan un cambio en su N.O. e identificar las especies oxidantes y reductoras.
5. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción, por separado.
6. Ajustar las masas y las cargas en las dos semirreacciones por separado:
   • Ajustar los átomos de cada elemento, excepto el oxígeno y el hidrógeno.
   • Ajustar el oxígeno, añadiendo tantas moléculas de agua (H₂O), en el lado deficitario, como oxígenos falten.
   • Ajustar el hidrógeno, añadiendo iones H⁺, en el lado deficitario, como hidrógenos falten.
   • Ajustar la carga eléctrica añadiendo electrones (e^-) en ambos miembros.
7. Multiplicar las semirreacciones por un número para igualar el número de electrones captados (oxidante) o cedidos (reductor).
8. Sumar las semirreacciones, obteniéndose la reacción iónica ajustada, eliminando los electrones y las especies comunes.
9. Para obtener la reacción molecular ajustada, colocar los coeficientes estequiométricos en la molécula de ácido para que el número de H⁺ sea el correcto. Comprobar que las especies que no han cambiado su N.O. también están ajustadas.

Ajuste de Reacciones Redox: Método del Ion-Electrón (Medio Básico)

1. Escribir la reacción completa sin ajustar.
2. Escribir la reacción en forma iónica.
3. Asignar los números de oxidación a todas las especies que intervienen en la reacción.
4. Identificar los elementos que experimentan un cambio en su N.O. e identificar las especies oxidantes y reductoras.
5. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción, por separado.
6. Ajustar las masas y las cargas en las dos semirreacciones por separado:
   • Ajustar los átomos de cada elemento, excepto el oxígeno y el hidrógeno.
   • Ajustar el oxígeno, añadiendo moléculas de agua (H₂O) en el lado que hay más oxígenos y, en el otro lado, añadir el doble de iones OH^-.
   • Al ajustar el oxígeno, se ajusta el hidrógeno.
   • Ajustar la carga eléctrica añadiendo electrones (e^-) en ambos miembros.
7. Multiplicar las semirreacciones por un número para igualar el número de electrones captados (oxidante) o cedidos (reductor).
8. Sumar las semirreacciones, obteniéndose la reacción iónica ajustada, eliminando los electrones y las especies comunes.
9. Para obtener la reacción molecular ajustada, colocar los coeficientes estequiométricos en la molécula de ácido para que el número de H⁺ sea el correcto. Comprobar que las especies que no han cambiado su N.O. también están ajustadas.

Potencial de Pila y Electrodo

E_pila = E_cátodo - E_ánodo

• En el ánodo (polo +) se produce la oxidación.
• En el cátodo (polo -) se produce la reducción.

Leyes de Faraday de la Electrólisis

• Primera Ley de Faraday: La masa de la sustancia depositada o liberada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de corriente eléctrica que circula por la disolución o electrolito fundido.

Fórmulas:

Q = Z * m / M_a * F

m = Q * M_a / (Z * F)

m = (I * t * M_a) / (z * 96500)

Donde:

• Q: Carga eléctrica (Culombios)
• Z: Número de electrones transferidos
• m: Masa depositada (gramos)
• M_a: Masa atómica
• F: Constante de Faraday (96500 C/mol)
• I: Intensidad de corriente (Amperios)
• t: Tiempo (segundos)