Oxidación y Reducción

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:
  • positivo: Na+ (i.o. = +1) , Ca+2 (i.o. = +2)
     
  • negativo: Cl –  (i.o. = ‑1) , O – 2  (i.o. = ‑2)

Para determinar el índice de oxidación de un elemento combinado con otro:
  • si el enlace es iónico, el índice de oxidación coincide con el número de electrones que ha ganado o perdido en la cesión de electrones que ha tenido lugar en el enlace con el signo correspondiente (positivo si pierde y negativo si gana).
  • si el enlace es covalente, coincide con el número de electrones que está compartiendo ese elemento, siempre en valor absoluto.
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:
  1. El estado de oxidación de cualquier elemento en su forma alotrópica (tal y como se presenta a temperatura ambiente y presión atmosférica) es cero.
                  N2        ;           S8           ;          O2        ;           Na       ;           Cr        ;           ...

  1. En sustancias iónicas monoatómicas, coincide con la carga del ion, por ejemplo:
Cl –   à ‑1
Cu+2   à +2

  1. El estado de oxidación del oxígeno, combinado con otros elementos, es siempre ‑2, excepto en los peróxidos en los que es ‑1, en los superóxidos que es -1/2  y en el difluoruro de oxígeno que es +2, ya que el flúor es único elemento más electronegativo que el oxígeno:
H2O  à    ‑2
H2O2  à    ‑1
F2O  à     +2

  1. El hidrógeno, combinado con otros elementos, siempre tiene +1, excepto en los compuestos binarios metálicos, (hidruros metálicos), donde es ‑1.
NH3  à +1
NaOH  à   +1
NaH   à ‑1
AlH3   à ‑1

  1. El número de oxidación del Flúor, en un compuesto, es siempre -1. El resto de los halógenos pueden tener índices de oxidación negativos cuando se combinan con elementos más electronegativos que ellos o positivos si se combinan con elementos más electronegativos (por ejemplo el oxígeno)
HF  à - 1
HCl  à   - 1
HClO3   à +5
HIO2   à +3
                       
  1. Los demás índices de oxidación se escogen de manera que la carga (ficticia) total de la molécula sea nula, o si se trata de un ion coincida con su carga.

  1. Los índices de oxidación no tienen porqué ser números enteros, como ya hemos visto, pueden ser fraccionarios o incluso cero.
  
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:
  • Enlace iónico: el número de cargas que tiene ese átomo al ganar o perder electrones de su capa de valencia para adquirir configuración electrónica de gas noble.
     
  • Enlace covalente: el número de cargas eléctricas ficticias que tendría ese átomo si los electrones compartidos se asignasen al átomo más electronegativo.

            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.

              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 galvánicapila 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

La pilas de Bunsen, inventada por Robert Bunsen.
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.

Celdas electrolíticas


El segundo gran tipo de celdas electroquímicas convierte la energía de una corriente eléctrica en la energía química de los productos de una reacción que no se da de modo espontáneo en las condiciones de trabajo de dicha cuba. El voltaje de dicha corriente ha de ser mayor al que tendría la celda galvánica en la que se produjese el proceso inverso, por lo que también se deben conocer los potenciales de reducción.
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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