Oxidantes y reductores. Pilas y electrólisis. Conceptualización y demostraciones.

1. Oxidantes y reductores. Pilas y electrólisis. Conceptualización y demostraciones. Alberto Rojas Hernández. CNEQ, 25 de marzo de 2006. Primera parte Las reacciones químicas redox o de óxido–reducción

2. http://chimge.unil.ch/Fr/redox/1red11.htm

3. Ejemplos de equilibrios Ox + ne- Red Ox/Red electroquímicos y pares Ox + n1e- Anf Ox/Anf Redox Red Anf + n2e- Red/Anf Definiciones de oxidante, reductor, anfolito redox, par redox y equilibrio electroquímico Oxidante (Ox): especie capaz de recibir electrones Reductor (Red): especie capaz de donar electrones Anfolito redox (Anf): especie capaz de donar o recibir electrones Cuando un oxidante recibe electrones se transforma en su reductor conjugado. Análogamente, cuando un reductor dona electrones se transforma en su oxidante conjugado, de acuerdo al mismo intercambio de electrones. La asociación de ambas especies conjugadas se conoce como par redox y la descripción del intercambio de electrones se conoce como equilibrio electroquímico.

4. Ejemplo 1: Ejemplo 2: Ejemplos de equilibrios electroquímicos En los siguientes casos identificar el elemento que intercambia los electrones y clasificar a las especies como oxidante, anfolito redox o reductor. Note cómo los electrones se suman del lado del oxidante

5. Ejemplo 3: Ejemplos de equilibrios electroquímicos Note cómo los electrones se suman del lado del oxidante

6. Contando electrones Como en las fórmulas químicas de las especies no se escriben explícitamente los electrones y como los pares redox también pueden intercambiar otras partículas, es necesario encontrar una forma indirecta de contar cuántos electrones intercambian estas especies. Para ello se definen los estados de oxidación de los átomos de elementos. El número de electrones intercambiados entre el oxidante y su reductor conjugado en un equilibrio electroquímico es el valor absoluto de la diferencia de los estados de oxidación correspondientes multiplicado por el número de especies involucradas en él. Nota: La expresión “estado de oxidación” también puede enunciarse como “grado de oxidación” o “número de oxidación”.

7. Definición de reacción química redox o de óxido–reducción Reacción química redox: Es el proceso de intercambio de electrones entre un oxidante y un reductor para dar lugar a sus especies conjugadas. Ejemplo: ¿Qué reacción ocurre al mezclar iones de plata (I) con iones de estaño (II)? Si se sabe que en el medio el estaño (II) se oxida a estaño (IV) y que la plata (I) se reduce a plata metálica, se tiene la ecuación: Note que la ecuación química anterior, que describe la reacción a la que representa, ha sido balanceada. No balancear una ecuación química puede considerarse un grave error ortográfico.

8. Reacción química redox y equilibrios electroquímicos Se puede considerar que una ecuación química redox es la suma de dos equilibrios electroquímicos escritos en sentidos inversos (un equilibrio electroquímico escrito hacia la oxidación y otro hacia la reducción). Así, para el caso anterior de la oxidación del estaño (II) por la plata (I): 1 vez la oxidación del estaño + más 2 veces la reducción de la plata da como resultado ¡una ecuación que representa la reacción química de oxidación del estaño (II) por la plata (I)!

9. Balanceando ecuaciones químicas redox Para que la ecuación química redox quede bien balanceada o ajustada, se recomienda balancear primero los equilibrios electroquímicos que al sumarse darán lugar a la ecuación química redox ya balanceada. Ejemplo: ¿Qué reacción ocurre al mezclar cobre metálico con iones dicromato? Escribir la ecuación balanceada que representa esta reacción. Si se sabe que en el medio el cobre metálico se oxida a cobre (II) y que el dicromato se reduce a cromo (III), se tiene:

10. Balanceando ecuaciones químicas redox El equilibrio electroquímico de oxidación del cobre ya está balanceado, tanto en cantidad de sustancia como en carga eléctrica: Pero el equilibrio electroquímico de reducción del cromo no lo está, por lo que es necesario balancear ese equilibrio electroquímico. Existen procedimientos sistemáticos para realizar el balance tanto de equilibrios químicos como electroquímcos. Un procedimiento que se utiliza mucho se conoce como balance del ion–electrón. Así, el equilibrio electroquímico de reducción de cromo, ya balanceado, es:

11. ( )6 ( )2 Balanceando ecuaciones químicas redox Ahora bien, para obtener la ecuación química correspondiente con los equilibrios electroquímicos balanceados deben cancelarse los electrones al hacer la suma, ya que son las partículas intercambiadas en el proceso. Una forma común de hacerlo es “cruzar las valencias” o, mejor dicho, los electrones intercambiados. En este caso se representaría el intercambio de 12e-. Otra forma de hacerlo, en este caso, es multiplicar por 3 el equilibrio electroquímico del Cu. En este caso se representaría el intercambio de 6e-. ( )3 Las ecuaciones químicas obtenidas anteriormente no representan procesos diferentes, sino el mismo. La primera representa el proceso en un sistema 2 veces más grande que la segunda.

12. Cristales de KMnO4 son puestos en ácido sulfúrico concentrado, enfriado de 0-10ºC y cubierto por una fase sobrenadante de alcohol etílico. El ácido sulfúrico provoca la protonación del anión permanganato para dar el ácido conjugado HMnO4, el cual se condensa dando lugar a H2O y a Mn2O7. Este último, un aceite rojo menos denso que el ácido sulfúrico se descompone en MnO2 y O2, cuando las gotitas suben y tocan la fase alcohólica o cuando la temperatura sobrepasa los 10ºC. La descomposición ocasiona destellos luminosos, lo que hace que parezca una tormenta en miniatura.