Reacciones Redox y Equilibrio Químico

Reacciones Redox

Oxidación y Reducción

Oxidación: Una sustancia se oxida cuando pierde electrones.

Reducción: Una sustancia se reduce cuando gana electrones.

• Reductor (reacción de oxidación): Ofrece electrones (está a la derecha en la ecuación).
• Oxidante (reacción de reducción): Capta electrones (está a la izquierda en la ecuación).

Número de Oxidación

1. El número de oxidación de los elementos sin combinar o en estado natural es 0.
2. El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en:
   • Peróxido de hidrógeno (H₂O₂): -1
   • Superóxidos (O₂^-): -1/2
3. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde es -1.
4. El número de oxidación de:
   • Alcalinos (H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr): +1
   • Alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): +2
5. El número de oxidación del flúor es -1.

Ajuste de Reacciones Redox

Medio Ácido

1. Se buscan los números de oxidación.
2. Se escribe la ecuación iónica.
3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y reducción (lo disociado).
4. Se ajustan los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno.
5. Se ajustan los oxígenos añadiendo agua (H₂O) en el lado deficitario y H⁺ para ajustar H.
6. Se ajustan las cargas (solo se tiene en cuenta el número de delante, se pone la e^- para el lado de forma que anulen las cargas).
7. Se multiplican las semirreacciones por los números necesarios para eliminar los electrones.
8. Se ajusta la reacción global.

Medio Básico o Alcalino (KOH)

1. Se buscan los números de oxidación.
2. Se escribe la ecuación iónica.
3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y reducción (lo disociado).
4. Se ajustan los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno.
5. Se ajustan los oxígenos añadiendo agua (H₂O) en el lado que hay más oxígenos y OH^- para ajustar en el lado contrario.
6. Se ajustan las cargas (solo se tiene en cuenta el número de delante, se pone la e^- para el lado de forma que anulen las cargas).
7. Se multiplican las semirreacciones por los números necesarios para eliminar los electrones.
8. Se combina con la reacción normal y, si es necesario, se tantea.

Pilas Electroquímicas

Una pila es un dispositivo capaz de generar energía eléctrica a partir de energía química producida por un proceso espontáneo de oxidación y reducción.

Para que el proceso sea efectivo, es necesario separar las semirreacciones de oxidación y reducción, que se unen mediante un hilo conductor externo por donde se produce el flujo de electrones.

• Electrolito: Disolución acuosa de un ácido, una base o una sal.
• Electrodo: Barra metálica donde ocurren los procesos de oxidación y reducción.
• Puente salino: Tubo de vidrio con tabique poroso que contiene una solución (normalmente una sal) que no interviene en el proceso redox. Sirve para cerrar el circuito y tiene forma de U.

Pila Daniel

• Ánodo: Zn
• Cátodo: Cu
• Voltaje: 1.1 V
• Puente salino: KCl
• Electrolitos: ZnSO₄ (1M), CuSO₄ (1M)

Ánodo (oxidación): Zn → Zn²⁺ + 2e^-

Cátodo (reducción): Cu²⁺ + 2e^- → Cu

Notación: Zn(s)/ZnSO₄(ac)(1M)//CuSO₄(ac)(1M)/Cu(s)

Potencial de una Pila

El potencial de una pila se puede calcular de forma directa observando el voltímetro conectado a la pila o mediante la ecuación:

E_pila = E_cátodo - E_ánodo

Para aplicar esta ecuación, necesitamos saber los potenciales estándar de las semiceldas de oxidación y reducción.

Utilizaremos por convenio el electrodo estándar de hidrógeno (EEH), al que asignamos valor 0, y a partir de él podemos calcular el potencial de cualquier semicelda.

Semirreacción de reducción: 2H⁺ + 2e^- → H₂(g)

Semirreacción de oxidación: H₂ → 2H⁺ + 2e^-

Espontaneidad de una Reacción Redox

Para que una reacción redox sea espontánea, el potencial de la pila construida con las semirreacciones correspondientes tiene que ser mayor que 0; si no, no es espontánea.

E_pila > 0: Espontánea

E_pila < 0: No espontánea

Equilibrio Químico

Grado de Disociación (α)

El grado de disociación es el cociente entre los moles que reaccionan y los moles iniciales. Suele expresarse en % y en tanto por 1 (dividiendo por 100).

• Al principio de la reacción: α = 0
• Al final de la reacción: α = 1
• 0 < α < 1 (en tanto por 1) o 0% < α < 100%

Cociente de Reacción (Q)

El cociente de reacción (Q) indica la dirección en que una reacción reversible debe desplazarse para alcanzar el equilibrio. La diferencia entre Kc (constante de equilibrio) y Q es que Kc se calcula cuando el sistema está en equilibrio y Q cuando no lo está.

• Q < Kc: La reacción evoluciona hacia la derecha (formación de productos).
• Q > Kc: La reacción evoluciona hacia la izquierda (formación de reactivos).
• Q = Kc: El sistema está en equilibrio.

Factores que Afectan al Equilibrio: Principio de Le Chatelier

El principio de Le Chatelier dice que cuando en un sistema en equilibrio se modifica la concentración, la presión o la temperatura, el sistema reacciona contrarrestando estos cambios para alcanzar de nuevo el equilibrio.

Cambios en la Concentración

• Aumentar la concentración de un reactivo o disminuir la de un producto desplaza el equilibrio hacia la derecha.
• Disminuir la concentración de un reactivo o aumentar la de un producto desplaza el equilibrio hacia la izquierda.

Cambios en la Presión

Afectan solo a sistemas gaseosos.

• Añadiendo o extrayendo sustancias gaseosas: Estamos cambiando la concentración y podemos estudiar la evolución del sistema comparando Kc con Q.
• Añadiendo un gas inerte:
  • Si se añade a volumen constante, no influye en el equilibrio.
  • Si se produce un cambio de volumen:
    • Aumento de volumen: Disminuye la concentración, disminuye la presión, evoluciona hacia donde haya mayor número de moles gaseosos.
    • Disminución de volumen: Aumenta la concentración, aumenta la presión, evoluciona hacia donde haya menor número de moles gaseosos.
• Cambiando el volumen: El razonamiento es el mismo que en el apartado anterior.

Cambios en la Temperatura

• Un aumento de la temperatura favorece la reacción endotérmica (la que absorbe calor).
• Una disminución de la temperatura favorece la reacción exotérmica (la que libera calor).

Adición de un Catalizador

Un catalizador acelera la velocidad de la reacción, pero no influye en el equilibrio.