Equilibrio de Oxidación-Reducción

1.Reacciones de oxidación-reducción

Una reacción de oxidación/reducción es una reacción en la que se transfieren electrones de un reactivo a otro.

Ce⁴⁺ + Fe²⁺ <=> Ce³⁺ + Fe³⁺

Una sustancia como en Ce⁴⁺, que tiene una gran afinidad por los electrones, y por tanto tiende a tomarlos de otra especie, se llama agente oxidante, u oxidante. Un agente reductor, o reductor, es un reactivo que, como el Fe²⁺ da fácilmente electrones a otra especie. Decimos que el Fe²⁺ se oxida por el Ce⁴⁺ y éste se reduce por el Fe²⁺.

Podeos desdoblar cualquier ecuación de oxidación/reducción en dos semirreacciones, que muestran claramente qué especies ganan electrones y cuales los pierden. Por ejemplo:

Ce⁴⁺ + e- -> Ce³⁺ (reducción de Ce⁴⁺)

Fe²⁺ -> Fe³⁺ + e- (oxidación de Fe²⁺)

2.Celdas electroquímicas

Se sumerge una tira de cobre en una disolución que contiene nitrato de plata, los iones plata migran al metal y se reducen:

Ag⁺ + e- <=> Ag (s)

Al mismo tiempo, se oxida una cantidad equivalente de cobre:

Cu (s) <=> Cu⁺² + 2e-

Sumando las dos semirreacciones se obtiene la ecuación iónica neta para el proceso global:

2 Ag⁺ + Cu (s) <=> 2 Ag (s) + Cu⁺²

Un aspecto característico de las reacciones de oxidación reducción es que la transferencia de electrones y la misma reacción neta a menudo puede llevarse a cabo en una célula electroquímica, en el cual el agente oxidante y el agente reductor están físicamente separedos uno de otro. Un puente salino separa los reactivos, pero mantiene el contacto eléctrico entre las dos partes de la célula. Un conductor externo metálico conecta los dos electrodos metálicos. En esta célula, el cobre metálico se oxida, los iones plata se reducen, y los electrones fluyen a través del circuito externo al electrodo de plata. El voltímetro mide la diferencia de potencial entre los dos metales en cualquier instante, y es una medida de la tendencia de la reacción de la célula a alcanzar el equilibrio. A medida que transcurre la reacción, esta tendencia, y por consiguiente el potencial, disminuye continuamente y se acerca a cero a medida que se aproxima al estado de equilibrio la reacción global. Cuando se alcanza el cero de voltaje, las concentraciones de iones Cu (II) y Ag (I) están en equilibrio. A partir de ese punto, ya no habrá paso neto de electrones.

Células electroquímicas

Una célula electroquímica consta de dos conductores llamados electrodos, cada uno de los cuales se sumerje en una disolución de electrolito. En la mayoría de las células, las disoluciones que rodean a los dos electrodos son diferentes, y deben estar separadas para impedir la reación directa entre los reactivos. El modo para evitar que se mezclen es insertar un puente salino entre las dos disoluciones. La conducción de electricidad de una disolución de electrolito a otra, se debe a la migración de iones potasio del puente en una dirección, y de los iones cloruro en la otra. De esta manera se evita el contacto directo entre el metal de cobre y los iones plata, manteniendo la continuidad eléctrica.

El cátodo en una célula electroquímica es el electrodo en el cual tiene lugar la reacción de reducción. El ánodo es el elctrodo en el cual tiene lugar la reacción de oxidación.