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

Ejemplo: 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

Ajuste de Ecuaciones Redox

Ejemplo: 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.

Cálculo del potencial de celda

Si

, la reacción es espontánea

Si

, 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:

A 25°C:

Donde:

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

Relaciones Termodinámicas

Energía libre de Gibbs

Constante de equilibrio

A 25°C:

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

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

Ejemplo 1: 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

Ejemplo 2: 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

Ejemplo 3: 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)