La denominación general de reacciones redox incluye un gran número de transformaciones químicas de mucha importancia práctica (electrólisis, galvanización, oxidación de los metales al aire )






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La denominación general de reacciones redox incluye un gran número de transformaciones químicas de mucha importancia práctica (electrólisis, galvanización, oxidación de los metales al aire...).

En general podemos decir que la reaccioón de oxidación-reducción es aquella que tiene lugar mediante transferencia de electrones.

OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación) por parte de un reductor.

REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación) por parte de un oxidante.

Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

Reacción:      Zn + 2 Ag+  Zn2+ + 2Ag
Oxidación:  Zn (reductor)  Zn2+ + 2e
Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e Ag

Reacciones redox son los prosesos químicos en los que tiene lugar alguna variación en el número de oxidación de los elementos.

Esta variación es la consecuencia de la transferencia real o aparente de los é.

Número de oxidación de un elemento en un compuesto es la carga que tendría este elemento si todo el compuesto estuviera formado por iones positivos y negativos.

Reglas de asignación:

Los elementos libres (H2 , I2, Al) .... 0

Iones monoatómicos (Cl-, Na+)..... la carga del ion

Metales alcalinos...... +1

Metales alcalinotérreos.... +2

Hidrógeno:

  • En la mayoría de los compuestos ...... +1

  • En los hidruros metálicos (NaH, CaH2)...... -1

Oxígeno:

  • En la mayoría de los compuestos ..... -2

  • En los peróxidos (Na2O2)....... -1

La suma algebráica de los números de oxidación de todos los elementos debe ser en los compuestos neutros igual a 0.

Uso práctico de las reacciones redox:

La galvanización

Galvanizado es el proceso electroquímico por el cual se puede cubrir un metal con otro. Se denomina galvanización pues este proceso se desarrolló a partir del trabajo de Luigi Galvani, quien descubrió en sus experimentos que si se pone en contacto un metal con una pata cercenada a una rana, ésta se contrae como si estuviese viva, luego descubrió que cada metal presentaba un grado diferente de reacción en la pata de rana, por lo tanto cada metal tiene una carga eléctrica diferente.

Más tarde ordenó los metales según su carga y descubrió que puede recubrirse un metal con otro, aprovechando esta cualidad (siempre depositando un metal de carga mayor sobre otro de carga menor).

La función del galvanizado es proteger la superficie del metal sobre el cual se realiza el proceso. El galvanizado más común consiste en depositar una capa de zinc (Zn) sobre hierro (Fe); ya que, al ser el zinc más oxidable, menos noble, que el hierro y generar un óxido estable, protege al hierro de la oxidación al exponerse al oxígeno del aire. Se usa de modo general en tuberías para la conducción de agua. Otros procesos de galvanizado muy utilizados son los que se refieren a piezas decorativas. Se recubren estas piezas con fines principalmente decorativos, la hebillas, botones, llaveros, artículos de escritorio y un sinfín de productos son bañados en cobre, níquel, plata, oro, bronce, cromo, estaño, etc.. En el caso de la bisutería se utilizan baños de oro (generalmente de 18 a 21 quilates). También se recubren joyas en metales más escasos como platino y rodio.

La electrólisis o electrolisis es un proceso donde se separan los elementos del compuesto que forman, usando para ello la electricidad.

La cuba electrolitica es el recipiente en que se realiza este proceso. Contiene la disolución o el electrólito fundido en el que se ponen los electrodos conectados a una fuente de corriente continua de la que la cuba recib los é.

Los electrodos son las superficies sobre las que se producen las semirreacciones de oxiacion-reduccion. Suelen ser inertes a los reactivos que contiene el recipiente. Distinguimos el ánodo y el cátodo.

El ánodo, el electrodo en que se produce la oxidación, se conecta al polo positivo de la fuente de corriente.

El cátodo, el electrodo en que sucede la reducción, se conecta al polo negativo.

Electrolisis del cloruro de sodio fundido

Oxidación en el ánodo: 2 Cl- - 2 é –––– Cl2 (g)

Reducción en el cátodo: 2 Na+ + 2é–––––- 2 Na (l)

Reacción global: 2 Na+ + 2 Cl- ––––– 2 Na (l) + Cl2 (g)

El sodio obtedido en el cátodo, menos denso que el fundido, flota en éste en forma líquida. El cloro gaseoso se recoge en el ánodo. La reacción global no es espontánea, ya que tiene potencial negativo.

Una reacción redox es espontánea si es positivo el valor de la fuerza electromotriz o potencial estándar de la pila que podrían formar las dos semireacciones que constituyen la reacción redox tal como aparece en la ecuación correspondiente.

E0pila > 0 ..... reacción espontánea

E0pila < 0 ..... reacción no espontánea

Aplicaciones de la electrólisis

  • Producción de aluminio, litio, sodio, potasio y magnesio.

  • Producción de hidróxido de sodio, clorato de sodio y clorato de potasio.

  • Producción de hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible, en soldaduras, etc. Ver más en hidrógeno diatómico.

  • La electrólisis de una solución salina permite producir hipoclorito (cloro): este método se emplea para conseguir una cloración ecológica del agua de las piscinas.

  • La electrometalurgia es un proceso para separar el metal puro de compuestos usando la electrólisis. Por ejemplo, el hidróxido de sodio es separado en sodio puro, oxígeno puro y agua.

  • La anodización es usada para proteger los metales de la corrosión.

  • La galvanoplastia, también usada para evitar la corrosión de metales, crea una película delgada de un metal menos corrosible sobre otro metal.

Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad).

Reacciones espontáneas: Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química):  Pilas voltaicas

Reacciones no espontáneas: Se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada):  Electrólisis

Pilas voltaicas (células galvánicas).

Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO4 (Cu2+ + SO42–) se producirá espontáneamente la siguiente reacción:

Cu2+ (aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (aq)

El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana).

Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados (semiceldas), y las conectamos ente sí para que los electrones perdidos en la oxidación del Zn circulen por el exterior y sean los que producen la reducción del Cu2+ a Cu, tendremos una pila, puesto que la circulación e electrones es precisamente la corriente eléctrica.

Tipos de electrodos.

Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos:

Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación (allí van los aniones). En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.

Cátodo: Se lleva a cabo la reducción (allí van los cationes). En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.

Pila Daniell.

Consta de dos semiceldas, una con un electrodo de Cu en una disolución de CuSO4 y otra con un electrodo de Zn en una disolución de ZnSO4.

Están unidas por un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda.

Pila Daniell.
(Imagen cedida por © Ed. Santillana. 2º de Bachillerato)
Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir con un voltímetro (mide la fuerza electromotriz – la diferencia de potencial entre los electrodos).

Representación esquemática de una pila


Ánodo           Puente salino          Cátodo
Zn (s) | ZnSO4 (aq) || CuSO4 (aq) | Cu (s)

La pila anterior se representaría:

Ánodo – oxidación :Zn (s) - 2é ---- Zn2+ (aq) E0= - 0,76 V

Cátodo – reducción : Cu2+ + 2é ------- Cu (s) E0= 0, 15 V

Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Epila > 0:

Epila = Ecatodo – Eánodo = 0,15V – (- 0, 76) V = +0,91 V > 0

luego es espontánea.
Los electrones van del cátodo al ánodo.
b) número de oxidación de manganeso:

  1. Permanganato de potasio KMnO4 (n. de oxidación: +7)

  2. Dióxido de manganeso MnO2 (n. de oxidación: +4)

  3. Manganato de potasio K2MnO4 (n. de oxidación: +6)

  4. Sulfato de manganeso (II) MnSO4 (n. de oxidación : +2)

2. Biomoléculas

Glicina es un aminoácido. Es el más simple de los veinte aminoácidos usados para la formación de las proteínas. Se considera un aminoácido no esencial, ya que el cuerpo puede producirlo a partir de otro aminoácido.



La glicina es una molécula que contiene los grupos funcionales carboxilo (-COOH) y amino (-NH2).

Alanina Es el aminoácido más pequeño después de la glicina y se clasifica como hidrófobico.



Formación de un dipéptido:

El enlace peptídico es un enlace covalente entre el grupo amino (–NH2) de un aminoácido y el grupo carboxilo (–COOH) de otro aminoácido. Los péptidos y las proteínas están formados por la unión de aminoácidos mediante enlaces peptídicos. El enlace peptídico implica la pérdida de una molécula de agua y la formación de un enlace covalente CO-NH. Es, en realidad, un enlace amida sustituido.

Estructuras de las proteínas:

La estructira primaria de las proteínas es la secuencia de los aminoácidos en la cadena polipeptídica. hay que tener en cuenta el enorme número de secuencias diferentes que pueden formar los aminoácidos pese al reducido número de éstos.

La estructura secundaria aparece principalmente a causa de los enlaces de hidrógeno intramoleculares que se forman entre los grupos –NH de una unión peptídica y el oxígeno del carbonilo de otra unión peptídica. Como consecuencia, la cadena polipeptídica puede adoptar dos formas diferentes.

La estructura terciaria es la disposición que adopta la proteína a consecuencia de los dobles que experimenta por el efecto de las interacciones entre las cadenas laterales R de los aminoácidos. Cada proteína tiene su estructura terciaria específica y de ella depende en gran parte su actividad biológica específica.

La estructura cuaternaria es consecuencia de las interacciones que aparecen entre las diferentes cadenas polipeptídicas que forman una misma proteína. Ésta es la que determina la disposición global del conjunto.


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