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Autor: Jing Lee
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Reacciones REDOX
reacciones de tipo químico que llevan a la transferencia de electrones entre reactivos, alterando el estado de oxidación. De este modo, un as reacciones redox, nombre elemento libera electrones que otro simplificado de las reacciones de elemento acepta. reducción-oxidación, son aquellas reacciones de tipo químico que elemento que aporta los llevan a la transferencia de electrones Aquel recibe la denominación de entre reactivos, alterando el estado de electrones agente reductor. Se trata del elemento oxidación. De este modo, un que se oxida en el marco de la elemento libera electrones que otro reacción redox. El elemento que elemento acepta. recibe los electrones, por su parte, se denomina agente oxidante. Este En química, el estado de oxidación agente se reduce ya que minimiza su (EO) es indicador del grado de estado de oxidación. oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie Las reacciones redox son procesos química. Formalmente, es la carga que llevan a la modificación del eléctrica hipotética que el átomo estado de oxidación de los tendría si todos sus enlaces con compuestos. La reducción implica elementos distintos fueran 100% captar electrones y reducir el estado iónicos. El EO es representado por de oxidación, mientras que la números, los cuales pueden ser oxidación es justo lo contrario (el positivos, negativos o cero. En entrega electrones e algunos casos, el estado de oxidación elemento incrementa su estado de oxidación). promedio de un elemento es una importante destacar que ambos fracción, tal como +8/3 para el hierro Es proceso se desarrollan en conjunto: en la magnetita (Fe3O4). El mayor siempre que un elemento cede EO conocido es +8 para los y se oxida, hay otro que tetroxidos de rutenio, xenón, osmio, electrones los recibe y se reduce. iridio, hassio y algunos complejos de plutonios, mientras que el menor EO conocido es -4 para algunos elementos del grupo del carbono (elementos del grupo 14). Las reacciones redox, nombre simplificado de las reacciones de reducción-oxidación, son aquellas
Ecuaciones REDOX (Ion-electron) En el método ion-electrón (conocido también como método de las reacciones parciales) la ecuación redox se divide en dos ecuaciones parciales: una para las reacciones de la oxidación, y la otra para las reacciones de la reducción. Las ecuaciones parciales se equilibran separadamente y después se suman, dando una ecuación equilibrada de la reacción redox. Se tiene la siguiente ecuación sin balancear: Cl2 + NaOH Â NaCl + NaClO + H2O I) Asignación del número de oxidación: 0 +1 –2 +1 +1 –1 +1 +1 –2 +1 -2 Cl2 + NaOH Â NaCl + NaClO + H2O II) Ubicar cuáles son los elementos que se oxidan y cuáles son los que se reducen: Hay que tener en cuenta que se define como oxidación la pérdida de electrones y por lo tanto aumento del número de oxidación; y que se define como reducción la ganancia de electrones o disminución del número de oxidación. Cuando se habla de aumento del número de oxidación se quiere dar a entender que éste se hace más positivo, y cuando se habla de disminución del
número de oxidación se quiere dar a entender que éste se hace más negativo. En nuestro ejemplo vemos que el cloro ( Cl2 ) cambia su número de oxidación de 0 a –1 cuando forma parte del NaCl, su número de oxidación disminuye, por lo tanto se reduce. También vemos que el cloro cambia su número de oxidación de 0 a +1 cuando forma parte del NaClO, su número de oxidación aumenta, por lo tanto se oxida. III) Disociar todas las especies químicas que son disociables y/o ionizables: Cl2 + Na+ + OH- Â Na+ + Cl- + Na+ + ClO- + H2O IV) Escribir las hemirreaciones de oxidación y de reducción: Hemirreacción de oxidación: Cl2 Â ClOHemirreacción de reducción: Cl2 Â Cl-
Equivalente (electrontransferido)
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eso equivalente, también conocido como equivalente gramo, es un término que se ha utilizado en varios contextos en química. En la mayor parte de los usos, es la masa de un equivalente, que es la masa de una sustancia dada que: *Se deposita o se libera cuando circula 1 mol de electrones *Sustituye o reacciona con un mol de iones hidrógeno (H+) en una reacción ácido-base; o *Sustituye o reacciona con un mol de electrones en una reacción redox.1 El peso equivalente tiene dimensiones y unidades de masa, a diferencia del peso atómico, que es una magnitud adimensional. Los pesos equivalentes fueron determinados originalmente de forma experimental, pero (tal como se utilizan ahora) se obtienen de las masas molares. Los pesos equivalentes no estuvieron sin sus propios problemas. Para empezar, la escala basada en el hidrógeno no es particularmente práctico, ya que la
mayoría de los elementos no reaccionan directamente con el hidrógeno para formar compuestos simples. Sin embargo, un gramo de hidrógeno reacciona con 8 gramos de oxígeno para dar agua o con 35,5 gramos de cloro para dar cloruro de hidrógeno: por lo tanto, 8 gramos de oxígeno y 35,5 gramos de cloro se pueden tomar como equivalentea un gramo de hidrógeno para la medición de pesos equivalentes. Este sistema puede ampliarse a través de diferentes ácidos y bases. Mucho más serio fue el problema de los elementos que forman más de un óxido o series de sales, que tienen (en la terminología de hoy en día) diferentes estados de oxidación. El cobre va a reaccionar con el oxígeno para formar cualquiera de ambos compuestos: óxido cuproso (óxido de cobre (I) rojo ladrillo, con 63,5 g de cobre por cada 8 g de oxígeno) o óxido cúprico (óxido de cobre (II) negro, con 32,7 g de cobre por cada 8 g de oxígeno), y así tiene dos pesos equivalentes.
Relaciones cuantitativas *Cálculos mol-mol. En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en moles, y la sustancia deseada se pide en moles. En los cálculos estequiométricos los resultados se reportan redondeándolos a dos decimales. Igualmente, las masas atómicas de los elementos, deben utilizarse redondeadas a dos decimales. Recordando: Para redondear con dos decimales, usamos como base el tercer decimal. Si este es mayor o igual a 5, aumentamos una unidad al segundo decimal; si es menor o igual a 4 se conservara lacifra del segundo decimal. Ejemplos: Calcule: a) ¿Cuántas mol de aluminio (Al) son necesarios para producir 5.27 mol de Al2O3? PASO 1 PASO 2
Se simplifica mol de Al2O3 y la operación que se realiza es: Señale claramente el resultado final. La respuesta es:10.54 mol de Al
*Cรกlculos gramo-gramo
Ejemplos que involucran gramos: 1. Para la ecuaciรณn mostrada calcule: a) Mol de Mg(OH)2 (hidrรณxido de magnesio) que se producen a partir de 125 g de agua. b) Gramos de Mg3N2 (nitruro de magnesio) necesarios para obtener 7.11 mol deNH3 (amoniaco). PASO 1
PASO 2
PASO 3
Cancelamos moles de H2O y obtenemos moles de Mg(OH)2, que son las unidades de la sustancia deseada, y la respuesta es: 3.47 mol Mg(OH)2
*Cálculos mol-volumen Para realizar un cálculo estequiométrico con volumen son necesarias dos condiciones: •Que las sustancias sean gases. •Que la reacción se efectúe en condiciones normales de temperatura y presión. Ejemplo: La siguiente ecuación balanceada, muestra la descomposición del clorato de potasio por efecto del calor. Suponiendo que la reacción se efectúa a condiciones normales de temperatura y presión:
a) ¿Cuántasmol de KClO3 (clorato de potasio) son necesarios para producir 25 l de O2? PASO 1
PASO 2
PASO 3
Directamente del factor molar obtenemos la respuesta que es: 0.75 mol KClO3
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Relacion electroquimica
lectroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química.1 En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfaz de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico que también es muy importante en el mundo (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. Si las reacciónes químicas son provocadas por una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química , se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica. Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se
conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o, en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella. En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potenciométrico.
Reaccion REDOX y electroquimica (diferencia)
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as reacciones redox son son las reacciones de transferencia de electrones esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos quimicos uno oxidante y uno reductor [una forma oxidada y una forma reducida] y para que exista una reaccion redox en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte. El agente reductor es aquel elemento quimico que suministra electrones de su estructura quimica al medio aumentando su estado de oxidacion o bien oxidandose el agente oxidante es el elemento quimico que tiende a captar esos electrones quedando con un estado de oxidacion inferior al que tenia o reducido.
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as reacciones electroquimicas son aquellas que se dan en la interface de un conductor electrico [electrodo que puede ser un metal o un semiconductor] y un conductor ionico [electrolito] pudiendo ser una disolucion y en algunos casos especiales un solido si una reaccion quimica es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrolisis en cambio, si la caida de potencial electrico es creada como consecuencia de la reaccion quimica se conoce como un 'acumulador de energia electrica' tambien llamado bateria o celda galvanica.
Pilas electrolitica
*La reacción no se da de forma espontánea. * No se obtiene energía eléctrica. La aplicación de una fuente de energía externa produce una reacción química. CIRCULACIÓN DE LA CORRIENTE: La electricidad se transporta en una celda a través de 3 mecanismos: a. Conducción por los electrones en el electrodo. b. Conducción iónica. Los cationes (cargas positivas) y aniones (cargas negativas) transportan electricidad por el interior de la celda. c. Acoplamiento de la conducción iónica en la disolución con la conducción de los electrones en los electrodos. Son las reacciones de oxidación-reducción que se producen. POTENCIAL DE LA CELDA. La corriente de electrones fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia de energía potencial entre los dos electrodos. El potencial de la celda o fuerza electromotriz (fem) que aparece reflejado en el voltímetro se obtiene de: Epila = Ecátodo- Eánodo Hay que tener en cuenta que no podemos medir los potenciales absolutos, con los instrumentos de medida de voltaje sólo podemos medir diferencia de potencial. El potencial relativo de un electrodo vendrá dado por: ERelativo = EElectrodo- EReferencia Para que los datos puedan ser aplicados de una manera general se refieren a un electrodo de referencia: Electrodo Estándar de Hidrógeno que se le da por convenio el valor de 0,00 voltios. Se obtiene así una tabla de potenciales estándar EO referidos al electrodo de hidrógeno medidos a temperatura de 25 ºC (298 Kelvin).
Celda galvanica (procesos) * Celdas galvánicas primarias: Las celdas galvánicas primarias pueden producir corriente inmediatamente después de su conexión. Las pilas desechables están destinadas a ser utilizadas una sola vez y son desechadas posteriormente. Las pilas desechables no pueden ser recargadas de forma fiable, ya que las reacciones químicas no son fácilmente reversibles y los materiales activos no pueden volver a su forma original. Generalmente, tienen densidades de energía más altas que las pilas recargables,6 pero las células desechables no van bien en aplicaciones de alto drenaje con cargas menores de 75 * Celdas galvánicas secundarias: Las celdas galvánicas secundarias debe ser cargadas antes de su uso; por lo general son ensambladas con materiales y objetos activos en el estado de baja energía (descarga). Las celdas galvánicas recargables o pilas galvánicas secundarias se pueden regenerar (coloquialmente, recargar) mediante la aplicación de una corriente eléctrica, que invierte la reacciones químicas que se producen durante su uso. Los dispositivos para el suministro adecuado de tales corrientes que regeneran las sustancias activas que contienen la pila o batería se llaman, de modo inapropiado, cargadores o recargadores.
Celda electrolitica
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e denomina celda electrolítica al dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos. Los electrolitos pueden ser ácidos, bases o sales. Al proceso de disociación o descomposición realizado en la celda electrolítica se le llama electrólisis. En la electrólisis se pueden distinguir tres fases: Ionización - Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y para efectuar la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que se consigue disolviéndola o fundiéndola. Orientación - En esta fase, una vez aplicada la corriente los iones se dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) ó (-) correspondiente Descarga - Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (-) y los protones positivos o cationes toman electrones del cátodo (+). Para que los iones tengan bastante movilidad, la electrólisis se suele llevar a cabo en disolución o en sales. Salvo en casos como la síntesis directa del hipoclorito sódico los electrodos se separan por un diafragma para evitar la reacción de los productos formados. Para la síntesis de la sosa también se ha empleado un cátodo de mercurio. Este disuelve el sodio metal en forma de amalgama y es separado así.
Reacciones electroliticas Ánodo: Es el electrodo sobre el que se produce la oxidación. El agente reductor pierde electrones y por tanto se oxida. M ———> M+ + 1ePor convenio se define como el polo negativo. Cátodo: Es el electrodo sobre el que se produce la reducción. El agente oxidante gana electrones y por tanto se reduce. M+ + 1e- ———> M Por convenio se define como el polo positivo. Gases(H2): El Hidrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido. Es combustible y altamente inflamable. No es tóxico pero, pero puede producir asfixia por desplazamiento del aire. El Hidrógeno es un gas fuertemente reductor y debe evitarse su contacto con materias oxidantes. Su expansión a temperatura ambiente produce el calentamiento del gas, al contrario que en los demás gases. Su llama es de color azul muy pálido y prácticamente invisible. Las principales fuentes de obtención industrial son: * Electrólisis * Reformado de Hidrocarburos
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Purificacion de metales
os metales que consigue obtener en pirometalurgia, a través de reductores químicos , o por electrólisis, cuentan con una cierta cantidad de otro tipo de elementos que los hacen ser impuros en diferentes grados. Dicho hecho puede afectar de manera negativa a sus propiedades y a sus aplicaciones. Es por este motivo que por lo general, se necesita hacer pasar al metal por un procedimiento de afinamiento o purificación, con el fin de eliminar la mayor parte posible de las impurezas que se encuentran acompañando el metal. Algunos de los procedimientos de purificación más usados son: a través de destilación, por zonas, electrolítico, mediante oxidación y por fusión. Los metales que poseen puntos de ebullición más bien bajos, como puede ser el caso del mercurio o el cinc, se pueden conseguir separar de otros metales que los hacen impuros, a través de la destilación fraccionada.
Para realizar esta técnica de destilación, debe haber una suficiente diferencia entre los diferentes puntos de ebullición de los metales, es decir, del metal que nos interesa purificar y de los metales que lo acompañan. De esta manera, puede conseguirse uno de los metales a modo de vapor, mientras que los demás se mantienen en estado líquido. Así por ejemplo, el cinc, que tiene un punto de ebullición de 906ºC, puede ser separado de sus impurezas de plomo o cadmio, a través de destilación fraccionada, pues los puntos de ebullición de los otros dos metales son respectivamente, 1725ºC y 765ºC.
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Celda galvanica
as Celdas galváncias, son un dispositivo en el que la transferencia de electrones, (de la semireacción de oxidación a la semireacción de reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones (corriente electrica) puede ser utilizado. En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda catódica ocurren las reducciones. Elelectrodo anódico, conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los electrones entran así a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción. Una celda galvánica consta de dos semipilas (denominadas también semiceldas o electrodos). En su forma más simple, cada semipila consta de un metal y una solución de una sal del metal. La solución de la sal contiene un catión del metal y
un anión para equilibrar la carga del catión. En esencia, la semipila contiene el metal en dos estados de oxidación, y la reacción química en la semipila es una reacción redox. En una pila galvánica un metal es capaz de reducir el catión del otro, y, por el contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal. Las dos semipilas deben estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones.
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Poder reductor
l poder reductor se refiere a la capacidad de ciertas biomoléculas de actuar como donadoras de electrones o receptoras de protones en reacciones metabólicas de reducción-oxidación. Durante el catabolismo, las reacciones de oxidación arrancan electrones y protones de los sustratos, que van a parar a ciertos coenzimas que se «cargan» (se reducen) con ellos. Estos coenzimas reducidos poseen ahora poder reductor, ya que acabarán cediendo sus electrones y protones, proceso imprescindible para generar energía o para las reacciones anabólicas; es decir, los electrones y protones transportados por los coenzimas pueden cederse: a la cadena respiratoria, con lo que se generará energía (ATP) a otro sustratos que se reducirá (anabolismo) En biología, al estudiar el metabolismo, es esencial comprender las reacciones de oxidación y reducción. En ellas podemos observar como una especie se oxida mientras otra se reduce. Las reacciones del catabolismo son fundamentalmente reacciones de
oxidación. Sin embargo, los procesos de oxidación y de reducción son conjugados y no se dan por separado. Para que un sustrato se oxide debe haber alguna molécula que se reduzca. Estas moléculas, las llamamos moléculas de poder reductor, actúan como conjugado del sustrato para formar un par redox. Suelen ser derivados de vitaminas, y los más usuales son el NADH, el NADPH, el FMNH2 y el FADH2 (derivados de la vitamina B). Estas moléculas van a tener gran importancia en la respiración celular, ya que sus formas reducidas aportarán los electrones para conseguir ATP (hipótesis quimiosmótica de Mitchell), así como otros procesos, como la formación de gliceraldehido-3fosfato en el ciclo de Calvin.
Potencial normal de electrodo Es un conductor eléctrico utilizado para hacer contacto con una parte no metálica de un circuito, por ejemplo un semiconductor, un electrolito, el vacío (en una válvula termoiónica), un gas (en una lámpara de neón). Funcionamiento Un electrodo es una superficie en donde ocurren reacciones de óxido-reducción. Por lo que los procesos que tienen lugar en la interfase metal-solución de cualquier metal en contacto con un electrolito (medio agresivo), no se pueden medir de una manera absoluta (tiene que ser tan sólo relativa). El metal en contacto con el electrólito tiene, por un lado, tendencia a disolverse, con lo que queda cargado negativamente.y, por otro lado, a que iones del electrolito se depositen sobre el metal.con lo que se alcanza el equilibrio en un determinado momento. Se ha creado, pues, una diferencia de potencial entre el metal y el electrolito. Para poder medir esta diferencia de potencial se adoptó un electrodo patrón que es el electrodo normal de hidrógeno, al cual, por convención y a cualquier temperatura, se le
asignó el valor cero. la soldadura por arco se emplea un electrodo como polo del circuito y en su extremo se genera el arco eléctrico. En algunos casos, también sirve como material fundente. El electrodo o varilla metálica suele ir recubierta por una combinación de materiales diferentes según el empleo del mismo. Las funciones de los recubrimientos pueden ser: eléctrica para conseguir una buena ionización, física para facilitar una buena formación del cordón de soldadura y metalúrgica para conseguir propiedades contra la oxidación y otras características.
Ecuación de Nernst El potencial de una célula Ecel es una medida de la diferencia de energía electrónica entre los dos electrodos. La energía electrónica de cada electrodo está relacionada con la fuerza con la que se produce la reacción en la interfase electrodo - disolución. La unidad en la que se mide es el voltio. La realación entre el potencial de la célula y las constantes (o mejor dicho, entre las actividades) de sus componentes, se deduce fácilmente de la ecuación de Nerst. Así, para una ecuación como: aA + bB ==== cC + dD la ecuación de Nerst tiene la expresión:
El potencial de una célula es siempre la diferencia entre el potencial del cátodo y el potencial del ánodo: Ecel = Ecátodo - Eánodo
Según la IUPAC, la expresión potencial del electrodo se reserva exclusivametne para las semirreaccines escritas como reducciones.