Reacciones de Oxidación-Reducción

Las reacciones de oxidación-reducción (redox) son fundamentales en química y tienen aplicaciones en energía, metalurgia, tratamiento de aguas, electrónica y procesos biológicos.

Video: Oxidación-Reducción y Números de Oxidación

Imagen: Diagrama de celda electroquímica

Conceptos Fundamentales

Definiciones

Oxidación: Pérdida de electrones (aumento del número de oxidación)
Reducción: Ganancia de electrones (disminución del número de oxidación)
Agente oxidante: Especie que se reduce (acepta electrones)
Agente reductor: Especie que se oxida (dona electrones)

Nemotecnias útiles

OIL RIG: Oxidation Involves Loss, Reduction Involves Gain
LEO GER: Lose Electrons Oxidation, Gain Electrons Reduction
AN OX, RED CAT: Ánodo Oxidación, Reducción Cátodo

Números de Oxidación

Reglas para asignar números de oxidación

Elementos libres: N.O. = 0 (O₂, H₂, Cu) Iones monoatómicos: N.O. = carga del ion Hidrógeno: +1 (excepto en hidruros metálicos: -1) Oxígeno: -2 (excepto en peróxidos: -1, y OF₂: +2) Metales alcalinos: +1 Metales alcalinotérreos: +2 Halógenos: -1 (cuando son el elemento más electronegativo) Suma de N.O.: = carga de la especie

Asignar números de oxidación

Problema: Determina el número de oxidación del cromo en Cr₂O₇²⁻ Solución paso a paso: 1. El oxígeno siempre tiene N.O. = -2 2. Sea x el N.O. del Cr 3. 2(x) + 7(-2) = -2 (carga total del ion) 4. 2x - 14 = -2 5. 2x = 12 6. x = +6 El cromo en Cr₂O₇²⁻ tiene número de oxidación +6.

Ejemplos de cálculo

Compuesto	Cálculo	N.O. del elemento central
H₂SO₄	2(+1) + S + 4(-2) = 0	S = +6
MnO₄⁻	Mn + 4(-2) = -1	Mn = +7
Cr₂O₇²⁻	2Cr + 7(-2) = -2	Cr = +6
NH₄⁺	N + 4(+1) = +1	N = -3

Ajuste de Ecuaciones Redox

Ajuste de reacción redox con MnO₄⁻

Reacción: MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ (en medio ácido) Semirreacción de reducción: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O (Mn: +7 → +2, gana 5 electrones) Semirreacción de oxidación: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (Fe: +2 → +3, pierde 1 electrón) Ecuación global (multiplicando por 5 la oxidación):

Semirreacción de oxidación:

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻

Igualando electrones:

MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O

5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e⁻

Ecuación global:

MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O + 5Fe³⁺

Celdas Galvánicas

Componentes de una celda galvánica

Ánodo: Electrodo donde ocurre la oxidación (polo negativo)
Cátodo: Electrodo donde ocurre la reducción (polo positivo)
Puente salino: Mantiene neutralidad eléctrica
Circuito externo: Permite flujo de electrones

Notación de celdas

Ánodo | Anolito || Catolito | Cátodo

Ejemplo: Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)

Potenciales estándar de reducción

Los potenciales estándar (E°) se miden en condiciones estándar: 25°C, 1 atm, concentraciones 1 M, referencia H⁺/H₂ = 0.00 V.

Semirreacción	E° (V)
Li⁺ + e⁻ → Li	-3.04
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	-0.76
2H⁺ + 2e⁻ → H₂	0.00
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	+0.34
Ag⁺ + e⁻ → Ag	+0.80
F₂ + 2e⁻ → 2F⁻	+2.87

Cálculo del potencial de celda

$$ E°_{celda} = E°_{cátodo} - E°_{ánodo} $$

$$ E°_{celda} > 0 $$

, la reacción es espontánea

$$ E°_{celda} < 0 $$

, la reacción es no espontánea

Ejemplo: Celda Zn-Cu

Reacciones:

Ánodo: Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻ (E° = +0.76 V)
Cátodo: Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s) (E° = +0.34 V)

E°celda = 0.34 - (-0.76) = 1.10 V

Ecuación de Nernst

Para condiciones no estándar:

$$ E = E° - \frac{RT}{nF} \ln Q $$

A 25°C:

$$ E = E° - \frac{0.0592}{n} \log Q $$

Donde:

E = potencial de celda
E° = potencial estándar
n = número de electrones transferidos
Q = cociente de reacción

Relaciones Termodinámicas

Energía libre de Gibbs

$$ \Delta G = -nFE $$

$$ \Delta G° = -nFE° $$

Constante de equilibrio

$$ \Delta G° = -RT \ln K $$

$$ E° = \frac{RT}{nF} \ln K $$

A 25°C:

$$ \log K = \frac{nE°}{0.0592} $$

Electrólisis

Definición y aplicaciones

La electrólisis usa energía eléctrica para forzar reacciones redox no espontáneas. Es el proceso inverso a las celdas galvánicas.

Leyes de Faraday

Primera ley: La cantidad de sustancia producida es proporcional a la cantidad de electricidad.

Segunda ley: Las masas de diferentes sustancias producidas por la misma cantidad de electricidad son proporcionales a sus masas equivalentes.

Cálculos electrolíticos

$$ n = \frac{Q}{nF} = \frac{It}{nF} $$

Donde:

n = moles de sustancia
Q = carga eléctrica (coulombs)
I = corriente (amperios)
t = tiempo (segundos)
F = constante de Faraday (96,485 C/mol)
n = número de electrones por mol

Ejemplos de electrólisis

Electrólisis del agua

2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g)

Cátodo: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻
Ánodo: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻

Electrólisis de NaCl fundido

2NaCl(l) → 2Na(l) + Cl₂(g)

Cátodo: Na⁺ + e⁻ → Na
Ánodo: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻

Tipos de Celdas Electroquímicas

Pilas primarias (no recargables)

Pila de Leclanché (zinc-carbón)

Ánodo: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
Cátodo: 2MnO₂ + 2NH₄⁺ + 2e⁻ → Mn₂O₃ + 2NH₃ + H₂O
Voltaje: 1.5 V

Pila alcalina

Ánodo: Zn + 2OH⁻ → ZnO + H₂O + 2e⁻
Cátodo: 2MnO₂ + H₂O + 2e⁻ → Mn₂O₃ + 2OH⁻
Voltaje: 1.5 V

Pilas secundarias (recargables)

Batería de plomo-ácido

Ánodo: Pb + SO₄²⁻ → PbSO₄ + 2e⁻
Cátodo: PbO₂ + 4H⁺ + SO₄²⁻ + 2e⁻ → PbSO₄ + 2H₂O
Voltaje: 2.0 V por celda

Batería de ion-litio

Ánodo: LiC₆ → Li⁺ + e⁻ + C₆
Cátodo: Li⁺ + e⁻ + CoO₂ → LiCoO₂
Voltaje: 3.7 V

Celdas de combustible

Celda de hidrógeno-oxígeno

Ánodo: 2H₂ + 4OH⁻ → 4H₂O + 4e⁻
Cátodo: O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻
Reacción global: 2H₂ + O₂ → 2H₂O

Corrosión

Mecanismo de la corrosión del hierro

La corrosión es un proceso electroquímico:

Ánodo: Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
Cátodo: O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O (medio ácido)
O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ (medio neutro/básico)

Formación de óxido:

4Fe²⁺ + O₂ + 4H₂O → 2Fe₂O₃·H₂O + 8H⁺

Métodos de prevención

Galvanizado: Recubrimiento con zinc
Protección catódica: Metal más activo como ánodo de sacrificio
Aleaciones: Acero inoxidable (Cr, Ni)
Recubrimientos: Pinturas, plásticos

Ejemplos Resueltos

Cálculo de potencial de celda

Problema: Calcula el potencial estándar de la celda Al | Al³⁺ || Ni²⁺ | Ni si E°(Al³⁺/Al) = -1.66 V y E°(Ni²⁺/Ni) = -0.25 V. Solución: Identificar ánodo y cátodo: Al tiene menor E°, por lo que será el ánodo (se oxida) Ni tiene mayor E°, por lo que será el cátodo (se reduce) E°celda = E°cátodo - E°ánodo E°celda = (-0.25) - (-1.66) = 1.41 V Como E°celda > 0, la reacción es espontánea. Reacciones: Ánodo: Al → Al³⁺ + 3e⁻ Cátodo: Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni Global: 2Al + 3Ni²⁺ → 2Al³⁺ + 3Ni

Electrólisis

Problema: ¿Cuántos gramos de cobre se depositan al pasar una corriente de 5.0 A durante 2.0 horas por una solución de CuSO₄? Solución: Reacción en el cátodo: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu Cálculo de la carga: Q = I × t = 5.0 A × (2.0 h × 3600 s/h) = 36,000 C Moles de electrones: n(e⁻) = Q/F = 36,000 C / 96,485 C/mol = 0.373 mol e⁻ Moles de Cu (2 e⁻ por mol de Cu): n(Cu) = 0.373 mol e⁻ × (1 mol Cu / 2 mol e⁻) = 0.187 mol Cu Masa de Cu: m(Cu) = 0.187 mol × 63.5 g/mol = 11.9 g

Ecuación de Nernst

Problema: Calcula el potencial de la celda Zn | Zn²⁺(0.10 M) || Cu²⁺(2.0 M) | Cu a 25°C. E°celda = 1.10 V. Solución: Reacción global: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu Cociente de reacción: Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 0.10/2.0 = 0.050 Aplicando la ecuación de Nernst (n = 2): E = E° - (0.0592/n) log Q E = 1.10 - (0.0592/2) log(0.050) E = 1.10 - 0.0296 × (-1.30) E = 1.10 + 0.038 = 1.14 V El potencial es mayor que E° porque [Cu²⁺] > 1 M y [Zn²⁺] < 1 M.

Aplicaciones

Industria metalúrgica

Obtención de metales por electrólisis (Al, Na, Mg)
Refinado electrolítico de metales (Cu, Zn)
Electrodeposición (cromado, niquelado)

Tratamiento de aguas

Desinfección con cloro (electrólisis de NaCl)
Eliminación de metales pesados
Coagulación electroquímica

Almacenamiento de energía

Baterías de vehículos eléctricos
Sistemas de almacenamiento de energías renovables
Dispositivos electrónicos portátiles

Análisis químico

Potenciometría (medición de pH, iones)
Voltamperometría
Sensores electroquímicos

Procesos biológicos

Respiración celular (cadena de transporte de electrones)
Fotosíntesis (transferencia de electrones)
Transmisión nerviosa (potenciales de membrana)