THE TRANSFER PROBLEM: TARIFFS AND TRANSPORT COSTS 1 Development of the Model

es de óxido-reducción y, en algunos casos, para balancear ecuaciones.

Actividad de aplicación:

Determinación de números de oxidación

• Considerando las reglas básicas an- teriores, determina los números de oxidación de cada átomo en: H₂O, HClO₄, Na₂S, CaO, ZnSO₄, NaF, SO₃, Al₂O₃, CuO, Fe₂O₃, Fe₃O₄, MnO₄–_{, ClO}

3–, NH4NO3.

Actividad teórica:

Reconocimiento de reacciones redox

• Utilizando los números de oxidación, determina cuáles de las siguientes reacciones (igualadas) son redox y cuáles no lo son.

2H₂(g) + O₂(g) 2H₂O(l) 2KClO₃(s) 2KCl(s) + 3O₂(s)

CaCO₃(s) + 2HCl(ac) CaCl₂(s) + H₂O(l) + CO₂(g) H₂SO₄(ac) + 2NaOH(ac) Na₂SO₄(ac) + 2H₂O(l) 2MnO₄– _{(ac) + 5H}

2O2(ac) + 6H+(ac) 2Mn2+(ac) + 5O2(g) + 8H2O(l)

Cu(s) + 2Ag+ _{(ac) Cu}2+_{(ac) + 2Ag(s)}

• Analizar • Determinar • Calcular

abilidades y

destrezas

H

• Analizar • Calcular • Registrar

abilidades y

destrezas

H

2. Método de ion-electrón

En algunas situaciones es muy fácil igualar una ecuación redox por simple inspección. Pero como en muchos casos la tarea es más difícil, se han dise- ñado métodos para hacerlo. Como se mencionó anteriormente, se pueden utilizar los cambios en los números de oxidación para igualar ecuaciones redox. Sin embargo, el método más empleado hoy día es el método de ion- electrón, el cual se puede aplicar en medio acuoso ácido o básico.

En este capítulo se consideran solo las reacciones en medio ácido. En el método ion-electrón las sustancias se deben escribir en la forma más cer- cana o parecida a como se encuentran en ese medio. Por ejemplo, pueden presentarse en forma molecular o iónica.

Se ilustra el método de ion-electrón con la reacción de cobre con ácido nítrico. La ecuación molecular no igualada es:

Cu(s) + HNO₃ (ac) Cu(NO₃)₂ (ac) + NO (g) + H₂O(l)

Procedimiento para aplicar el método

a) Conservación de la masa y de la carga. La igualación se basa en que se

deben conservar la masa y la carga eléctrica y que el número de electrones cedido en la oxidación debe ser igual al ganado en la reducción.

b) Ecuación iónica. Como la reacción se verifica en solución, conviene

escribir primero la ecuación iónica correspondiente, porque participan electrolitos fuertes como el ácido nítrico y el nitrato cúprico.

Cu(s) + H+ _{+ NO}

3– Cu2+ + NO3– + NO (g) + H2O(l)

c) Identificación de reductor y oxidante. Se deben identificar las especies

que son oxidadas o reducidas. Empleando los números de oxidación se determina que el Cu es oxidado desde 0 a +2. Del mismo modo, se encuentra que el número de oxidación del nitrógeno es +5 en el HNO₃, mientras que en el NO es +2, lo cual significa que el ion NO₃– _{se ha redu-}

cido. Luego se escriben las semirreacciones correspondientes:

Cu Cu2+

semirreacción de oxidación

NO₃– _NO

semirreacción de reducción

Esto quiere decir que el Cu se comporta como reductor y el ion NO₃– _actúa como oxidante.

d) Semirreacción de oxidación. Se igualan las masas y las cargas. El número

de átomos de cobre ya está balanceado, pero no la carga. Para igualar la carga se agregan 2 electrones (e–_{) en el miembro de la derecha.}

2

e) Semirreacción de reducción. Se igualan las masas y las cargas en la segunda semirreacción.

• Balance de oxígeno. Se igualan los átomos de oxígeno, agregando tantas moléculas de agua en el miembro donde falten, es decir, 2 moléculas de agua en el miembro de la derecha.

NO₃– _{NO + 2 H}

2O

• Balance del hidrógeno. Se igualan los átomos de hidrógeno, agregando tantos iones H+ _{en el lado de la ecuación donde falten. En este caso, se}

adicionan 4 iones hidrógeno en el miembro de la izquierda, dado que la reacción se realiza en un ambiente ácido.

NO₃– _{+ 4 H}+ _{NO + 2 H}

2O

• Balance de carga. Se agregan 3 e–_{en el miembro de la izquierda.}

NO₃– _{+ 4 H}+ _{+ 3 e}– _{NO + 2 H}

2O

f) Ecuación iónica global. Para que el número de electrones cedidos en la

oxidación sea igual a los captados en la reducción, se debe multiplicar la primera semirreacción por 3 y la segunda por 2, resultando:

3Cu 3 Cu2+ _{+ 6 e}–

2NO₃– _{+ 8 H}+ _{+ 6 e}– _{2NO + 4 H}

2O

3Cu + 2NO3– + 8 H+ 3 Cu2+ + 2NO + 4 H2O

g) Ecuación molecular global. Se vuelve a la ecuación molecular inicial, utilizando los coeficientes encontrados.

3 Cu(s) + 8HNO₃ (ac) 3Cu(NO₃)₂ (ac) + 2NO (g) + 4H₂O(l)

Se observa que solo dos moléculas de HNO₃ experimentan el proceso de reducción a NO. Las 6 moléculas restantes de HNO₃ participan en la forma- ción de la sal.

Actividad de aplicación:

Igualación de ecuaciones redox

• Utilizando el método de ion-elec- trón, iguala las siguientes ecuacio- nes redox que se llevan a cabo en medio ácido. • Analizar • Aplicar método

abilidades y

destrezas

H

a) Zn(s) + NO₃– _{(ac) Zn} 2+_{(ac) + NH} 4+(ac) b) MnO₄– _{+ I}– _Mn 2+ _{+ I} 2(s) c) Cr₂O₇2– _{+ Fe}2+ _Cr3+ _{+ Fe}3+

Detalle del experimento realizado por Galvani.

3. Celdas electroquímicas

La electroquímica trata con reacciones redox que generan o utilizan energía eléctrica. Estas reacciones se producen en celdas electroquímicas.

Las celdas electroquímicas se pueden clasificar en:

a) Celdas galvánicas. También se denominan celdas voltaicas o pilas. Apro-

vechan una reacción redox espontánea para producir energía eléctrica. Esto significa que se transforma energía química en energía eléctrica. Desde el punto de vista termodinámico, el sistema realiza trabajo sobre el entorno.

b) Celdas electrolíticas. Requieren una fuente externa de energía eléctrica

para generar una reacción química redox no espontánea. Termodinámi- camente, en el fenómeno electrolítico el medio externo realiza trabajo sobre el sistema.

• Celdas galvánicas

Una celda galvánica o pila está formada por dos compartimentos, llamados semiceldas. En uno de ellos se produce la oxidación y en el otro, la reduc- ción. Cada semicelda está formada por un electrodo sumergido en una solución iónica. Las semiceldas están conectadas por un circuito externo, que conduce los electrones generados en la semicelda de oxidación, y por un puente salino, generalmente en forma de U invertida, que cierra el circuito eléctrico.

Luigi Galvani (1737-1798). Mé- dico, fisiólogo y físico italiano que en 1780 descubrió que el contacto de dos metales dife- rentes con el músculo de una rana producía electricidad.

ara tener

en cuenta

P

Un electrodo es una barra de carbono o de metal que se puede introducir en un gas, solución o só- lido iónico fundido y que es capaz de conducir la corriente eléctrica. El electrodo conduce la electricidad

entre la celda y el entorno. Hay

dos tipos de electrodos: ánodo donde se produce la oxidación, y cátodo donde se lleva a cabo la reducción.

Una semicelda corresponde a la mitad de una celda electroquímica,

2

In document Some aspects of the pure theory of international trade (Page 93-99)