Oxidación y Reducción
Reducción-oxidación
La pila Cu-Ag, un
ejemplo de reacción redox. Trozo de
metal oxidado
Se denomina reacción de reducción-oxidación,
de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox,
a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un
cambio en sus estados de oxidación.
Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en
el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y
otro que los acepte:
·
El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando
con un estado de oxidación inferior al
que tenía, es decir, siendo reducido.
·
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura
química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo
oxidado.
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al
medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su
precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox».
Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del
medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par
redox con su precursor oxidado.
Número o Índice de oxidación.
Una forma práctica de averiguar si una sustancia se oxida o se reduce
es mediante su índice de oxidación (también llamado número de oxidación.
El índice de oxidación de un elemento químico es el número de
electrones en exceso o en defecto de un átomo del elemento respecto a su
estado neutro. Puede ser positivo, si hay defecto de electrones o negativo si
hay exceso; por ejemplo:
Para determinar el
índice de oxidación de un elemento combinado con otro:
Si aumenta el índice de
oxidación indica que pierde electrones y por lo tanto se oxida, (es el
reductor), y si, por el contrario, disminuye, indica que gana electrones y
por lo tanto se reduce, (es el oxidante). Pero, ¿cómo se calcula el índice de
oxidación?; para ello hay una serie de reglas que a continuación vamos a
enumerar:
N2
; S8 ;
O2
; Na
;
Cr
;
...
Vamos a ver unos ejemplos: (los índices de oxidación figuran en la
parte superior de cada elemento):
el cloro reduce su índice de oxidación de (0) a (‑1), lo que indica que
gana electrones reduciéndose; es el oxidante. En cambio, el hierro aumenta su
índice de oxidación de (+2) a (+3), lo que indica que pierde electrones
oxidándose, es el reductor.
Otro ejemplo: ¿qué índice de oxidación tienen todos los átomos del ion
sulfato?
el oxígeno tiene índice
de oxidación (‑2) ya que no se trata ni de un peróxido ni del difluoruro de
oxígeno. Como hay 4 oxígenos, la suma de los índices de oxidación de los
cuatro será (‑8) y, ya que el ion sulfato debe poseer una carga total de ‑2,
el índice de oxidación del azufre en este caso será de (+6) ya que: +6 - 8 = ‑2.
Por último, recordar que
para averiguar si una reacción es de oxidación‑reducción, basta con calcular
los índices de oxidación de todos los elementos que en ella intervienen y
observar si hay variación en alguno de ellos. De haberla, la reacción es
redox, por el contrario si no hay variación, no lo será.
El concepto de oxidante
o reductor, al igual que el de ácido – base, es relativo para cada sustancia,
es decir, una sustancia puede actuar como oxidante frente a otra que tenga
más tendencia a ceder electrones, y viceversa, podría actuar como reductora frente
a otra que tuviese más tendencia que ella a ganarlos.
Al igual que definíamos
en las reacciones ácido – base el par ácido/base conjugada, en las reacciones
Redox se puede definir el par oxidante/forma reducida, por ejemplo, Fe+3/Fe+2 o
Cl2/Cl –. Es importante tener en cuenta que, en
todo proceso redox hay dos pares oxidante-reductor por lo menos.
Por otro lado, podemos
sacar la conclusión de que, por ejemplo, el ion permanganato (MnO4 – )
solo puede actuar como oxidante ya que el ínice de oxidación del Mn (+7) sólo
puede disminuir, mientras que, por ejemplo, el Fe, sólo puede actuar como
reductor, ya que su índice de oxidación (0) sólo puede aumentar. Hay
situaciones como la del ión clorito, (ClO2 – )
que podría actuar como oxidante o como reductor ya que el índice de oxidación
del Cloro (+3), podría tanto aumentar como disminuir.
Recordemos que el índice
de oxidación es:
No conviene confundir el índice de oxidación con:
La carga eléctrica, ya
que, aunque en ocasiones coincida, en los compuestos covalentes no ocurre (ya
que no hay cargas) y en algunos compuestos iónicos tampoco, por ejemplo, en
el Fe3O4 el índice de oxidación para el oxígeno es
(-2) mientras que para el Fe es (+8/3) que, evidentemente, no coincide con la
carga eléctrica ya que no puede ser fraccionaria
La valencia, ya que hay
compuestos en los que tampoco coincide, por ejemplo, en el metano (CH4),
la dimetilcetona (CH3COCH3) o el formaldehído (HCHO),
el carbono en todos ellos actúa con valencia covalente 4 mientras que su
índice de oxidación de es - 4 en los dos primeros y 0 en el tercero.
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Óxido-Reducción. Método del ión-electrón.
En
el semestre anterior de química, usted balanceó ecuaciones químicas sencillas
por simple inspección o tanteo. Muchas ecuaciones son demasiado complejas para
que este procedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico; sin embargo, la
gran mayoría de las reacciones de interés en este semestre (electroquímica,
equilibrio iónico) son reacciones de óxido-reducción que
comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y en estos
casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. Este
último capítulo esta dedicado a los métodos comúnmente usados para el balanceo
de estas ecuaciones, a saber el método de la media reacción (o del
ión-electrón) y el método del número de oxidación.
Antes
de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones de la
media REDOX daremos unas definiciones importantes.
Oxidación: Se
refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-
Reducción: Se
refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e-
Agente
Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando
la oxidación.
Ejemplo:
NO3- + 2H+ + e- NO2 + H2O (Reducción)
N+5
+ e- N+4 (Reducción)
Agente
Reductor: Es la sustancia que se oxida
(pierde e-) provocando la reducción.
Ejemplo: C
+ 2H2O C2O + 4H+ + 4e- (Oxidación)
o
C
C+4 + 4e- (Oxidación)
En
algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor
(reacciones de dismutación)
MÉTODO
DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓN
Para
entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y
sales (electrolitos) estudiados en el Equilibrio Iónico.
Recapitulando
tenemos los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo.
Ejemplo:
HNO3 se
disocia en H+NO3-
H2SO4 se
disocia en H2+ SO4 -2
H3PO4 se
disocia en H3+PO4-3
las
sales se disocian en el catión positivo y el OH-
Ejemplo:
NaOH se
disocia en Na+OH-
Mg(OH)2 se
disocia en Mg+2(OH)2-
Al(OH)3 se
disocia en Al+3 (OH)3-
Las
sales se disocian en catión positivo y el anión negativo.
Ejemplo:
Ag
Cl se disocia en Ag+Cl-
AgNO3 se
disocia en Ag+NO3-
Cu(NO3)2 se
disocia en Cu+2 (NO3)2-
Al2(SO4)3 se
disocia en Al2+3 (SO4)3-2
El
método del ión-electrón es, en general, un poco más largo (pero no más difícil)
que el del número de oxidación; sin embargo, por ser más sistemático, es menos
probable que conduzca a error. Además este método es más práctico cuando se
trate de balancear ecuaciones iónicas, que el método del número de oxidación y
se evita estar determinando los números de oxidación de cada elemento para
saber cuál elemento se oxida y cuál se reduce, ya que aquí se oxida el que
pierda e-, es decir, la ecuación donde aparezcan los e- ,
hacia la derecha; y se reduce el que gane e- , es decir la
ecuación donde aparezcan los e-, hacia la izquierda.
PASOS
PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN
1.-
Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que
tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se
disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).
Ilustraremos
todos los pasos con el siguiente ejemplo:
I2
+ HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular)
Se
pasa a forma iónica;
o
o o
I2
+ H+NO3- H+lO3- + NO + H2O (Iónica)
2.-
Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del
agente oxidante y el agente reductor.
o
I2
lO3-
o
NO3-
NO
3.-
Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O
:
o
I2
2lO3-
o
NO3-
NO
4.-
Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para
balancear los oxígenos:
o
I2
+ 6H2O 2lO3-
o
NO3-
NO + 2 H2O
5.-
Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde
falta hidrógeno.
o
I2
+ 6H2O 2lO3- + 12H+
o
NO3-
+ 4H+ NO + 2H2O
6.-
Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en
el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga
positiva (+)
o
o -2 +12 = +10 - 10 = 0
I2
+ 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10 e- (oxidación)
-1 +4 =
+3 - 3 = 0 o o
NO3-
+ 4H+ + 3e- NO + 2H2O (reducción)
Estos
pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos
(alcalinos).
Si
la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e- se
debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH- como H+ haya.
Combinar los H+ y OH- para formar H2O y
anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”. Nota: En
esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-, es decir, no está
en medio básico (está en medio ácido, HNO3).
7.-
Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con
los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las
ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto.
o
3
x (I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + lOe-)
o
o
10
x (NO3- + 4H+ + 3e- NO + 2H2O)
3
I2 + 18 H2O 6 IO3- + 36H+ + 30 e-
10NO3-
+ 40 H+ + 30 e - 10 NO + 20 H2O
8.-
Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+,
OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la
ecuación finalmente balanceada.
3
I2 + 18 H2O 6 IO3- + 36H+ + 30 e
4
2
10
NO3- + 40 H+ + 30 e- 10 NO + 20 H2O
o
o o
3I2
+ 10NO3- + 4H+ 6IO3- + 10NO + 2H2O
__
Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del
problema.
__
Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos
coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la
ecuación.
Ejemplo:
3I2
+ 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O
Problemas
Resueltos:
4.1
Balancee por el método del ión-electrón las siguientes reacciones:
a) Zn
+ NO3- + H+ Zn+2 + NH4+ + H2O
b)
Fe+2 + NO3- Fe+3 + NO (solución ácida)
c) MnO4- + I- + H2O MnO2 + I2 + OH-
d)
CIO3- + I- CI- + I2 (solución básica)
Soluciones:
La ecuación está en forma iónica y está en
medio ácido por contener iones hidrógenos H+. Escribimos las ecuaciones iónicas
parciales del agente oxidante y reductor, y le aplicamos todos los pasos:
o
4
x (Zn Zn+2 + 2e- ) Ag. Reductor
1
x ( NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3 H2O) Ag. Oxidante
4
Zn 4Zn+2 + 8e-
NO3-
+ 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3 H2O
4Zn
+ NO3- + 10 H+ 4Zn+2 + NH+4 + 3 H2O
Otra
forma de resolverlo:
Zn
Zn+2 NO3- NH4+
Zn
Zn+2 NO3- NH4+ + 3 H2O
Zn
Zn+2 NO3- + 10 H+ NH4+ + 3 H2O
4
x (Zn Zn+2 + 2 e-) NO3- + 10 H+ + 8e- NH4+ + 3 H2O
4
Zn 4Zn+2 + 8e-
NO3-
+ 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3H2O
4
Zn + NO3- + 10 H+ + 8e- 4Zn+2 + NH4- + 3 H2O
b)
La ecuación está en solución ácida no tiene los iones de H+ pero
al balancearla le colocaremos los iones de H+ y H2O.
3
x ( Fe+2 Fe+3 + 1 e- ) (Ag. Reductor)
NO3-
+ 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O (Ag. Oxidante)
3Fe+2
3Fe+3 + 3 e-
NO3-
+ 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O
3Fe+2
+ NO3- + 4 H+ 3Fe+3 + NO + 2 H2O
Otra
forma:
Fe+2
Fe+3 3Fe-3 NO
Fe+2
Fe+3 NO3- NO + 2 H2O
Fe+2
Fe+3 NO3- 4 H+ + NO + 2 H2O
Fe+2
Fe+3 + e- NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O
3
Fe+2 3 Fe+3 + 3 e-
NO3-
+ 4 H+ + 3e NO + 2 H2O
3
Fe+2 + NO3- + 4 H+ 3 Fe+2 + NO + 2 H2O
c)
La ecuación está en medio alcalino por presencia de OH-. Se
realizan los pasos comunes hasta el 6 y luego se agrega a cada miembro
tanto OH- como H+ haya, luego se eliminan
los H+ formando agua y se eliminan los O2O duplicados
en ambos miembros.
MnO4-
+ 4 H+ + 3 e- MnO2 + 2 H2O Ag. Oxidante
2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor
Ahora
agrego al agente oxidante a la izquierda y a la derecha 4 OH-, combino
los 4 OH- con 4 H+ y formo 4 H2O y
elimino 4 H2O a la izquierda con 2 H2O a la
derecha y nos quedan 2 H2O a la izquierda.
MnO4-
+ 4 H+ + 4 OH- + 3 e- MnO2 + 2 H2O + 4 OH-
2
4
H2O
o
2
I- I2 + 2 e-
2
x (MnO4- + 2 H2O + 3 e- MnO2 + 4 OH-)
3
x (2 I- I2 + 2 e-)
2
MnO4- + 4 H2O + 6 e- 2 MnO2 + 8 OH-
6 I- 3 I2 + 6 e-
2 MnO4- + 6 I- + 4 H2O 2 MnO2 + 3 I2 + 8 OH-
d)
La ecuación está en solución básica, no aparecen los iones OH-,
pero éstos los colocaremos junto con el agua al balancear la ecuación.
ClO3- + 6
H+ + 6 e- Cl- + 3 H2O Ag. Oxidante
2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor
ClO3- + 6
H+ + 6 OH- + 3 e- Cl- + 3 H2O + 6 OH-
3
6
H2O
2
I- I2 + 2 e-
1
x (ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl-
+ 6 OH-)
3
x (2 I- I2 + 2 e-)
ClO3- + 3
H2O + 6 e- Cl- + 6 OH-
6 I- 3I2 + 6 e-
ClO3- + 6 I- + 3 H2O Cl- + 6 I2 + 6
OH-
4.2
Balancee por medio de la media reacción e indique cuál es el agente oxidante y
cuál el agente reductor.
a) Bi2O3
+ KOH + KClO KBiO3 + KCl + H2O
b) Cl2
+ KOH KClO3 + KCl + H2O
c) C
+ HNO3 CO2 + NO2 + H2O
Soluciones:
Estas
ecuaciones están en forma molecular, debemos pasarla a forma iónica.
a) o
o
Bi2O3
+ K+OH- + K+ClO K+BiO3- + K+Cl - + H2O
Se
escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor.
Bi2O3
+ 3 H2O 2 BiO3- + 6H+ + 4 e- Ag. Reductor.
ClO-
+ 2H+ + 2 e- Cl- + H2O Ag. Oxidante.
Como
está en medio alcalino por contener iones OH- (KOH), se deben
eliminar los H+ agregando en ambos miembros de cada
semi-reacción tantos OH- como H+ haya, luego
combinar los H+ para formarH2O y eliminar el H2O duplicando
en ambos miembros.
1
x (Bi2O3 + 3 H2O + 6 OH- 2 BiO3- + 6H+ + 6 OH- + 4 e-e)
3
6
H2O
2
x (ClO- + 2H+ + 2 OH- + 2 e- Cl- + H2O + 2 OH-)
2
H2O
2
Bi2O3
+ 6 OH- 2 BiO3- + 6H+ + 3 H2O + 4 e-e
2
ClO- + 2 H2O + 4 e-e 2 Cl- + 4 OH-
Bi2O3
+ 2 OH- + 2 ClO- 2 BiO3- + 2 Cl- + H2O
y
trasladamos los coeficientes a la ecuación molecular:
Bi2O3
+ 2 KOH + 2KClO 2 KBiO3 + H2O
b)
Esta reacción es en solución básica por la presencia de KOH. Esta es una
reacción de dismutación.
o o
Cl2
+ K+ OH- K+ ClO3- + K+ Cl- + H2O
Se escriben
las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor
o o
Cl2
+ 6 H2O 2 ClO3- + 12 H+ + 10 e-
o
Cl2
+ 2 e- 2 Cl-
o
1
x ( Cl2 + 6 H2O + 12 OH- 2 ClO3- + 12 H+ + 12 OH- + 10 e- )
6
12
H2O
o
5
x (Cl2 + 2 e- 2 Cl-)
o
Cl2
+ 12 OH- 2 ClO3- + 6 H2O + 10 e-)
o
5
Cl2 + 10 e- 10 Cl-
o
6
Cl2 + 12 OH- 2 ClO3- + 6 H2O + 10 Cl-
Simplificando
tenemos:
o
3
Cl2 + 6 OH- ClO3- + 3 H2O + 5 Cl-
y
trasladamos estos coeficientes a la ecuación molecular:
c) o
o o o
C
+ H+NO3- CO2 + NO2 + H2O
Esta
reacción esta en solución ácida por la presencia de HNO3 Ácida trioxonítrico
(v) o Trioxonitrato (v) de hidrógeno, tradicionalmente llamado ácido nítrico.
Se escriben las reacciones iónicas parciales de los agentes: oxidante y
reductor.
o
1
x (C + 6H2O CO2 + 4 H+ + 4 e-) Ag. Reductor.
o
4
x (NO3- + 2 H+ + e- NO2 + H2O) Ag. Oxidante.
o
C
+ 2 H2O CO2 + 4 H+ + 4 e-
4
2
4
NO3- + 8 H+ + 4 e- 4 NO2 + 4 H2O)
C
+ 4 NO3- + 4 H+ CO2 + 4 NO2 + 2 H2O
y se
trasladan los coeficientes a la ecuación molecular:
C
+ 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2H2O
Otra
forma de resolverlo:
C
CO2 HNO3 NO2
C
+ 2 H2O CO2 HNO3 + H+ NO2 + H2O
C
+ 2 H2O + 4 e- CO2 + 4 H+ HNO3 + H+ NO2 + H2O + e-
C
+ 2 H2O + 4 e- CO2 + 4 H+
2
4HNO3
+ 4 H+ 4 NO2 + 4 H2O + 4 e-
C
+ 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2 H2O
SERIE DE ACTIVIDAD DE LOS METALES
Serie
de actividad de los Metales:
En
la naturaleza la mayoría de los metales seencuentran combinados ya que al
contacto con el oxígeno y la humedad del
aire,además del agua del suelo dan lugar a sus correspondientes óxidos, hidróxidos ycarbonatos.Solo
los metales menos reactivos, llamados metales nobles, como el oro, platino y
la plata pueden encontrarse libre en estado natural, de acuerdo a estos
los metales se hanclasificado según su capacidad de reacción, es decir, su
reactividad frente a diferentessustancias como lo son el oxígeno, agua, ácidos
y bases, y se ha establecido una tablacomparativa, llamada
Serie
de actividad
donde
se comparan, aquí los metales queencabezan la serie son los mas reactivos, como
el potasio y el Sodio y los que ocupanlos últimos lugares son los menos
reactivos, como el oro, platino y plata, es decir, se hanclasificado en orden
de reactividad decreciente.Potasio, sodio, calcio, magnesio,
aluminio, zinc, fierro, plomo, mercurio, cobre, plata, platino
y oro.Muchas propiedades de los elementos están determinadas principalmente por
el númeroy organización de los electrones en sus átomos.
La característica de los metales es quesus átomos tienden a
perder sus electrones de valencia, entonces los metales que seoxidan con más
facilidad que otros son más reactivos, es decir, seden electrones
sindificultad, por lo tanto la serie de actividad resume las tendencias
relativas de losmetales a liberar electrones en contacto con el agua.
De
la energía química a la eléctrica:
Una
batería es un generador químico de energíaeléctrica, el cual
utiliza la energía de una reacción redox para producir una
corrienteeléctrica.Es posible aprovechar las distintas tendencias de los
metales para perder electrones paraobtener energía eléctrica, esto se hace
construyendo una celda electroquímica o
Pila,
enla
que los electrones fluyen espontáneamente a través de un alambre que conecta a
dosmetales diferentes.Las celdas electroquímicas son diseñadas de manera tal
que al producirse la reacciónespontánea los electrones que son trasferidos
desde un agente reductor hacia el agenteoxidante lo hacen por un circuito o
externo, así se genera una corriente eléctrica.Para mantener en contacto las
disoluciones donde se encuentran los metales y completar el circuito se
emplea un puente salino, que es un tubo de vidrio doblado en forma de
U
yque
contiene un electrolito fuerte que no reacciona ni con disoluciones ni tampoco
conlos metales, así que los electrones van a fluir a través de un alambre y los
iones deambas disoluciones acuosas fluyen de un compartimiento a otro para
mantener la carganeta igual a
cero.La celda electroquímica consta también de un circuito eléctrico exterior con unvoltímetro
que mide el potencial eléctrico. A la superficie donde ocurren las reaccionesde
oxidación y reducción se les denomina electrodos; donde ocurre la oxidación se
ledenomina
Ánodo
y
donde ocurre la reducción es el
Cátodo
.
Potencial
electroquímico:
Las
reacciones Redox ocurren espontáneamente cuando hayuna transferencia de
electrones desde un agente reductor a otro oxidante.En la reacción directa el
zinc actúa como reductor, en cambio en la indirecta lo hacecomo oxidante. Una
reacción redox sólo se produce si los dos reductores y los dosoxidantes
difieren en su fuerza como reductores y oxidantes. Las fuerzas relativas
deoxidantes y reductores pueden ser ordenadas
y se miden mediante el potencial dereducción
Estándar.Para trabajar en el área de la electroquímica se comparan los
potenciales en celdaselectroquímicas, y se a convenido designar el electrodo de
Hidrógeno como “Estándar”de referencia, asignándole el valor de cero. Así todos
los potenciales de las demássemirreacciones se comparan con la semirreación del
electrodo de Hidrogeno, por locual es posible predecir su comportamiento.
Celda
electroquímica
Un diagrama de celda electroquímica de configuración
semejante a la pila Daniell. Las dos semipilas están unidas por un puente salino que permite a los iones moverse entre ambos. Los electrones fluyen
por el circuito externo.
Una celda electroquímica es un
dispositivo capaz de obtener energía electrica a partir de reacciones químicas, o bien, de producir reacciones químicas a través de la
introducción de energía eléctrica. Un ejemplo común de celda electroquímica es
la "pila" estándar de 1,5 voltios. En realidad, una "pila"
es una celda galvanica simple, mientras una batería consta de varias celdas conectadas en serie.
Tipos de celdas
electroquímicas
Hay
dos tipos fundamentales de celdas y en ambas tiene lugar una reacción redox,
y la conversión o transformación de un tipo de energía en
otra:
Cuba electrolítica, mostrando los electrodos y la fuente de alimentación que genera la corriente eléctrica.
- La celda voltaica transforma
una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y
baterías. También reciben los nombres decelda galvánica, pila
galvánica o pila voltaica. Son muy empleadas por lo
que la mayoría de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos
a ellas.
- La celda electrólitica transforma
una corriente eléctrica en
una reacción química de oxidación-reducción que
no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se
descompone una sustancia química por
lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis.
También se la conoce como cuba electrolítica. A diferencia de
la celda voltaica, en la célula electrolítica, los dos electrodos no
necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que
tienen lugar las dos semirreacciones.
Las semiceldas o semireacciones en una celda
voltaica
Una celda galvánica o celda voltaica consta
de dos semiceldas conectadas eléctricamente mediante un conductor metálico,
y también mediante un puente salino. Cada semicelda consta de un electrodo y
un electrolito.
Las dos semiceldas pueden utilizar el mismo electrolito, o pueden utilizar
electrolitos diferentes. Las reacciones químicas en la celda pueden implicar al
electrolito, a los electrodos o a una sustancia externa (como en las pilas de combustible que
puede utilizar el hidrógeno gaseoso como reactivo). En una celda voltaica
completa, las especies químicas de una semicelda pierden electrones (oxidación)
hacia su electrodo mientras que las especies de la otra semicelda ganan
electrones (reducción) desde su electrodo. Un puente salino se emplea a menudo
para proporcionar un contacto iónico entre las dos medias celdas con
electrolitos diferentes, para evitar que las soluciones se mezclen y provoquen
reacciones colaterales no deseadas. Este
puente salino puede ser simplemente una tira de papel de filtro empapado en
solución saturada de nitrato de potasio.
Otros dispositivos para lograr la separación de las disoluciones son vasijas
porosas y disoluciones gelificadas. Un recipiente poroso se utiliza en la pila
de Bunsen (derecha).
También
se les denomina semirreacciones pues en cada una de ella tiene lugar una parte
de la reacción redox:
- La
pérdida de electrones (oxidación)
tiene lugar en el ánodo.
- La
ganancia de electrones (reducción)
en el cátodo.
Ejemplo:
Los potenciales de reducción del cobre(II)/cobre y del zinc(II)/Zinc valen
respectivamente +0,34 V y -0,76 V. Una pila o celda galvánica que
aprovechara la reacción espontánea Zn + Cu2+ → Zn2+ +
Cu proporcionaría una fuerza electromotriz de +0,34 V -(-0,76 V)=1,10
voltios.
Aparato
para electrolisis del agua y otras disoluciones con matraces para recogida de
los gases liberados.
Si
ahora queremos provocar la reacción contraria Cu + Zn2+ →
Cu2+ + Zn por ejemplo para depositar Zn sobre un
objeto metálico, habremos de introducir una fuente de alimentación que genere
una corriente eléctrica de más de 1,10 voltios
Por
tanto, en la célula electrolítica existe igualmente una reacción redox pero
ahora está provocada por la energía eléctrica de las cargas que atraviesan la
cuba. Aunque ahora existe un único recipiente, también existen dos
semirreacciones, una en cada electrodo, pues en cada una de ella tiene lugar
una parte de la reacción redox:
- La
pérdida de electrones (oxidación)
tiene lugar en el ánodo.
- La
ganancia de electrones (reducción)
se produce en el cátodo.
Un
ejemplo es la electrolisis del agua cuando se le hace pasar una corriente
eléctrica.
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