tema 16 juan quimica

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.
Zn + 2 Ag+  Zn2+ + 2Ag
Oxidación: Zn (reductor)  Zn2+ + 2e–
Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e–  Ag
Reacción:
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
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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
La
pila
anterior
Ánodo
Puente salino
Cátodo
Zn (s) | ZnSO4 (aq) || CuSO4 (aq) | Cu (s)
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.