Reacciones redox

Conceptos básicos:

Concepto de oxidación-reducción.
Determinar el nº de oxidación de los elementos.
Ajuste de reacciones redox:
- Método del nº de oxidación
- Método del ion-electrón.
  - En medio ácido
  - En medio básico.
Estequiometría de los procesos redox
- Reacciones redox:
  - Combinación: A+B → C
  - Descomposición: A → B+C
  - Desplazamiento: A+BC → AB+C.
- Equivalente oxidación-reducción: E_q-g = M_atómica o M_m/ nº e^–.
- Valoraciones redox: Se cumple que V_ox·N_ox = V_red· N_red o V_ox·M_ox · (nº e^–) = V_red· M_red· (nº e^–).
- Indicadores redox.
Procesos electroquímicos.
Potencial de una pila.
Potencial de electrodo.
Espontaneidad de una reacción.
Electrólisis.
Leyes de Faraday.
Corrosión de los metales.

A tener en cuenta:

La sustancia que se oxida es el agente reductor. Proceso de oxidación
La sustancia que se reduce es el agente oxidante. Proceso de reducción.
La sustancia que se oxida cede e^– a la sustancia que se reduce.
Con la variación del nº de oxidación podemos saber si las especies se oxidan o se reducen.
- Si el nº de oxidación aumenta ↑ es el agente reductor que se ha oxidado.
- Si el nº de oxidación disminuye ↓ es el agente oxidante que se ha reducido.
Si un elemento pierde e^–, decimos que el elemento se oxida. Oxidación.
Si un elemento gana e^–, decimos que el elemento se reduce. Reducción.
Los procesos de ox-red siempre son simultáneos.
Un elemento se reduce (capta e^–/gana e^–) porque otro elemento se oxida (pierde e^–/cede e^–).
La sustancia que se reduce (gana e^–), es la que provoca la oxidación (que el otro elemento pierda/ ceda e^–).

Método de ion-electrón:
1. Escribir la reacción completa y asignar nº de oxidación a cada elemento.
2. Escribir la reacción en su forma iónica.
3. Identificar la especie oxidante y la especie reductora.
4. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.
5. Balance de masa: Ajustamos todos los elementos menos H y O.
6. Balance de masa: Ajuste de los átomos de H y O.
  - Si el medio es ácido: El ajuste se hace añadiendo H₂O en el miembro con menor nº de oxígenos y H⁺ en el otro.
  - Si el medio es básico: El ajuste se hace añadiendo H₂O en el miembro con mayor nº de oxígenos e iones OH^– en el otro miembro.
7. Balance de carga. Ajustamos las semirreacciones con e^–, en la reacción de reducción a la izquierda y en la de oxidación a la derecha.
8. Igualamos nº de e^–y sumamos obteniendo la ecuación iónica.
9. Obtener la ecuación molecular ajustada
Si en la reacción hay un cambio en el nº de oxidación, podemos afirmar que se produce una reacción redox. Por el contrario, cuando no hay cambio en el nº de oxidación, no hay reacción redox.
Para calcular el potencial de una pila: E = E _red + E_ox o también E = E_cat(red) – E_an(red).
Para determinar la espontaneidad de una reacción:

Para completar la información ver ejercicios de Química 2.

Soy Paqui Villa y gestiono esta web.