18.1
Cómo proporciona una batería electricidad para operar dispositivos portátiles? Por qué un aguacate una vez cortado se vuelve marrón o el metal se oxida bajo el agua? Estos procesos son impulsados por tipos específicos de reacciones químicas que involucran la transferencia de electrones de un átomo a otro.
El átomo que pierde electrones se oxida, mientras que el átomo que gana electrones se reduce. Estas reacciones se denominan reacciones de oxidación-reducción o redox y se caracterizan por cambios en el estado de oxidación de uno o más reactivos. La interacción entre el magnesio y el ácido clorhídrico concentrado es un ejemplo de reacción redox.
Aquí, el magnesio se oxida a iones de magnesio 2, y los protones se reducen a gas hidrógeno. Las ecuaciones químicas simples se pueden equilibrar fácilmente. Sin embargo, como la mayoría de las ecuaciones redox son complejas, se debe justificar el número de electrones perdidos y ganados.
Al equilibrar ecuaciones redox, es importante observar la ley de conservación de la masa. La cantidad de cada elemento y cualquier ganancia o pérdida de electrones deben equilibrarse en ambos lados de la reacción. Por lo tanto, si se reduce un reactivo, otro debe oxidarse.
El método de semirreacciones se utiliza para equilibrar con éxito las ecuaciones redox. Considere la reacción del permanganato con oxalato. Para soluciones acuosas ácidas, asigne los estados de oxidación y divida la reacción en sus semirreacciones componentes.
Luego, equilibre cada media reacción omitiendo el hidrógeno y el oxígeno. Aquí, el manganeso ya está equilibrado, pero el oxalato se necesita un coeficiente de dos;en segundo lugar, equilibre los átomos de oxígeno con la adición de moléculas de agua;y en tercer lugar, equilibre los átomos de hidrógeno añadiendo protones cuando sea necesario. Equilibre las cargas agregando electrones.
Dado que el manganeso se reduce, se agregan cinco electrones en el lado del reactivo. Por el contrario, el oxalato se oxida;por lo tanto, se añaden dos electrones en el lado del producto. Multiplique las semirreacciones por un número entero para que el número de electrones agregados sea igual.
Por último, agregue y simplifique las semirreacciones balanceadas cancelando especies en ambos lados para obtener una reacción redox balanceada. Para soluciones acuosas básicas, el procedimiento es similar pero incluye un paso adicional. Aquí, se agrega un número igual de iones hidroxilo a ambos lados de la reacción para neutralizar los protones antes de sumar las semirreacciones balanceadas.
La electroquímica es la ciencia involucrada en la interconversión de reacciones eléctricas y químicas. Tales reacciones se llaman de reducción-oxidación, o reacciones redox. Estas importantes reacciones se definen por cambios en los estados de oxidación para uno o más elementos reactantes e incluyen un subconjunto de reacciones que implican la transferencia de electrones entre especies reactantes. La electroquímica como campo ha evolucionado para ofrecer suficientes conocimientos sobre los principios fundamentales de la química redox y múltiples tecnologías que van desde procesos metalúrgicos a escala industrial hasta baterías recargables y robustas para vehículos eléctricos. Como las reacciones que involucran la transferencia de electrones son esenciales para el estudio de la electroquímica, una breve revisión de la química redox incluye lo siguiente.
Números de oxidación
Por definición, una reacción redox implica un cambio en el número de oxidación o en el estado de oxidación de uno o varios reactivos. El número de oxidación de un elemento es una evaluación de cómo el entorno electrónico de sus átomos difiere en comparación con los átomos del elemento puro. Por esta definición, un átomo en un elemento lleva un número de oxidación de cero. Para un átomo, el número de oxidación es igual a la carga del átomo en el compuesto si el compuesto era iónico. Así, la suma de los números de oxidación para todos los átomos de una molécula es igual a la carga de la molécula.
Compuestos iónicos
Los compuestos iónicos simples son los ejemplos más sencillos de este formalismo ya que los elementos tienen números de oxidación iguales a sus cargas iónicas. El cloruro de sodio, NaCl, está compuesto por cationes Na+ y aniones Cl−, siendo los números de oxidación para el sodio y el cloro +1 y −1, respectivamente. El fluoruro de calcio, CaF2, se compone de cationes Ca2+ cationes y aniones F−, con números de oxidación para calcio y flúor, +2, y −1 respectivamente.
Compuestos covalentes
Los compuestos covalentes son más desafiantes en el uso del formalismo. El agua es un compuesto covalente que consta de dos átomos de H unidos a un átomo de O a través de enlaces covalentes polares O−H. Los electrones compartidos que forman un enlace O−H son más atraídos al átomo O más electronegativo. Por lo tanto, el oxígeno adquiere una carga negativa parcial, en comparación con un átomo de O en el oxígeno elemental. Como resultado, los átomos de H de una molécula de agua presentan una carga positiva parcial en comparación con los átomos de hidrógeno del gas hidrógeno. La suma de las cargas parciales negativas y positivas para cada molécula de agua es cero, lo que hace que la molécula de agua sea neutra.
Si la polarización de los electrones compartidos dentro de los enlaces O−H del agua estuviera completa, el resultado sería la transferencia completa de electrones de H a O, y el agua sería un compuesto iónico formado por aniones O2− y cationes H+. Y así, los números de oxidación para el oxígeno y el hidrógeno en agua son −2 y +1, respectivamente. Al aplicar esta misma lógica al tetracloruro de carbono, CCl4, se obtienen números de oxidación de +4 para el carbono y −1 para el cloro. En el ion nitrato, NO3−, el número de oxidación para el nitrógeno es +5 y el del oxígeno es −2, sumando para igualar la carga −1 sobre la molécula:

Balanceando ecuaciones redox
La ecuación no balanceada que se muestra a continuación describe la descomposición del cloruro de sodio:

Esta reacción coincide con el criterio de una reacción redox, ya que el número de oxidación para el Na disminuye de +1 a 0 (por reducción) y el del Cl aumenta de −1 a 0 (por oxidación). El caso de la ecuación se balancea fácilmente añadiendo el coeficiente estequiométrico 2 para el NaCl y el Na:

Las reacciones redox que ocurren en soluciones acuosas son comúnes en electroquímica, y muchas involucran agua o sus iones, H+ (ac) y OH− (ac), ya sea como reactivos o productos.
En estos casos, las ecuaciones que representan reacciones redox pueden ser muy difíciles de balancear simplemente por inspección, y el uso de un enfoque sistemático conocido como método de la semirreacción es útil. Este enfoque implica los siguientes pasos:
Este texto está adaptado de Openstax, Química 2e, Capítulo 17: Introducción, y Openstax, Química 2e, Section17.2: Revisión de la Química Redox.
Cómo proporciona una batería electricidad para operar dispositivos portátiles? Por qué un aguacate una vez cortado se vuelve marrón o el metal se oxida bajo el agua? Estos procesos son impulsados por tipos específicos de reacciones químicas que involucran la transferencia de electrones de un átomo a otro.
El átomo que pierde electrones se oxida, mientras que el átomo que gana electrones se reduce. Estas reacciones se denominan reacciones de oxidación-reducción o redox y se caracterizan por cambios en el estado de oxidación de uno o más reactivos. La interacción entre el magnesio y el ácido clorhídrico concentrado es un ejemplo de reacción redox.
Aquí, el magnesio se oxida a iones de magnesio 2, y los protones se reducen a gas hidrógeno. Las ecuaciones químicas simples se pueden equilibrar fácilmente. Sin embargo, como la mayoría de las ecuaciones redox son complejas, se debe justificar el número de electrones perdidos y ganados.
Al equilibrar ecuaciones redox, es importante observar la ley de conservación de la masa. La cantidad de cada elemento y cualquier ganancia o pérdida de electrones deben equilibrarse en ambos lados de la reacción. Por lo tanto, si se reduce un reactivo, otro debe oxidarse.
El método de semirreacciones se utiliza para equilibrar con éxito las ecuaciones redox. Considere la reacción del permanganato con oxalato. Para soluciones acuosas ácidas, asigne los estados de oxidación y divida la reacción en sus semirreacciones componentes.
Luego, equilibre cada media reacción omitiendo el hidrógeno y el oxígeno. Aquí, el manganeso ya está equilibrado, pero el oxalato se necesita un coeficiente de dos;en segundo lugar, equilibre los átomos de oxígeno con la adición de moléculas de agua;y en tercer lugar, equilibre los átomos de hidrógeno añadiendo protones cuando sea necesario. Equilibre las cargas agregando electrones.
Dado que el manganeso se reduce, se agregan cinco electrones en el lado del reactivo. Por el contrario, el oxalato se oxida;por lo tanto, se añaden dos electrones en el lado del producto. Multiplique las semirreacciones por un número entero para que el número de electrones agregados sea igual.
Por último, agregue y simplifique las semirreacciones balanceadas cancelando especies en ambos lados para obtener una reacción redox balanceada. Para soluciones acuosas básicas, el procedimiento es similar pero incluye un paso adicional. Aquí, se agrega un número igual de iones hidroxilo a ambos lados de la reacción para neutralizar los protones antes de sumar las semirreacciones balanceadas.
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